В каких реакциях фосфор проявляет восстановительные свойства
Фосфор — элемент главной подгруппе V группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Электронная конфигурация атома фосфора $1s^22s^2p^63s^2 3p^3,hspace{0.4cm}$ это р-элемент. В возбужденном состоянии валентные электроны 3s-подуровня распариваются и переходят на свободный 3d-подуровень: $1s^22s^2p^63s^1 3p^3 3d^1$
В возбужденном состоянии фосфор проявляет валентность V, в основном — III. Характерные степени окисления фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее устойчивой является степень окисления +5. В соединениях фосфор может входить как в состав катионов, так и в состав анионов, например: $Ca_3P^{-3}_2, H_3P^{+5}O_4$
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА
Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми из которых являются белый, красный и черный фосфор.
Определение
Аллотропия — свойство некоторых химических элементов, позволяющее им существовать в двух или более различных физических формах.
БЕЛЫЙ ФОСФОР
Молекула белого фосфора (наиболее активного аллотропа) имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные молекулы $P_4 $тетраэдрического строения.
Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится зеленоватым цветом). Он нерастворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде ($CS_2$). Воспламеняется при 35$^circ C$ или от трения, поэтому его хранят и режут под слоем воды. Обладает очень высокой химической активностью. При нагревании без доступа воздуха до 250–300 $^circ C$ превращается в красный фосфор.
Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м3, смертельная доза – 0,15 г ). Противоядием служит сильно разбавленный раствор сульфата меди (II). Он обезвреживает фосфор, переводя его в фосфид меди.
КРАСНЫЙ ФОСФОР
Красный фосфор – это неорганический полимер; макромолекулы $P_n$ могут иметь как циклическое, так и ациклическое строение.Красный фосфор — твёрдое порошкообразное вещество тёмно-красного цвета, нерастворимое в воде и сероуглероде По свойствам резко отличается от белого фосфора: не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, не обладает высокой химической активностью. При комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор; при нагревании до 200 $^circ C$ под давлением превращается в черный фосфор.
ЧЕРНЫЙ ФОСФОР
Черный фосфор по виду похож на графит: имеет металлический блеск. По структуре – это неорганический полимер, молекулы которого имеют слоистую структуру.
Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность значительно ниже, чем у белого фосфора. На воздухе устойчив. При нагревании переходит в красный фосфор.
Известны также и другие модификации – фиолетовый и коричневый фосфор. Эти разновидности элемента пока ещё не находят широкого практического применения
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор (но на практике предпочитают работать с красным фосфором). Он может проявлять в реакциях свойства как окислителя, так и восстановителя, например:
| Р — окислитель | Р — восстановитель |
|---|---|
| при взаимодействии с менее электроотрицательными элементами (металлами) | при взаимодействии с более электроотрицательными элементами (неметаллами) |
$3Ca + 2P to Ca_3P_2$ | $4P + 3O_{2textrm{(нед)}} to 2P_2O_3$ $4P + 5O_{2textrm{(изб)}} to 2P_2O_5$ |
$3Na + P to Na_3P$ | $6P + 5N_2 to 2P_2N_5$ |
| $3Mg + 2P = Mg_3P_2$ | $2P + 3Cl_{2textrm{(нед)}} to 2PCl_3$ $2P + 5Cl_{2textrm{(изб)}} to 2PCl_5$ |
| $Cu + Pne$ | $2P + 3I_2 to 2PI_3$ |
1) При взаимодействии с водой фосфор диспропорционирует (является и окислителем и восстановителем одновременно) с образованием фосфина и фосфорноватистой кислоты:
$4P^0 + 6H_2O rightarrow P^{-3}H_3 + 3H_3P^{+1}O_2$
$P^0 +3bar{e} rightarrow P^{-3}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0 -bar{e} rightarrow P^{+1}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
2) С растворами щелочей фосфор образует фосфин и гипофосфиты:
$4P^0 + 3KOH + 3H2O rightarrow P^{-3}H_3 + 3KH_2P^{+1}O_2$
$P^0 +3bar{e} rightarrow P^{-3}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0 -bar{e} rightarrow P^{+1}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
3) Фосфор не реагирует с большинством кислот, однако сильные кислоты-окислители (азотная, серная, хлорная) превращают фосфор в (орто)фосфорную кислоту:
$3P^0 + 5HN^{+5}O_3textrm{(разб.)} + 2H_2O rightarrow 3H_3P^{+ 5}O_4 + 5N^{+2}O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$N^{+5} +3bar{e} rightarrow N^{+2}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0_{textrm{(кр.)}} + 5HN^{+5}O_{3textrm{(конц.)}} rightarrow H_3P^{+5}O_4 + 5N^{+4}O_2 + H_2O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$N^{+5} +1bar{e} rightarrow N^{+4}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$2P^0 + 5H_2S^{+6}O_{4textrm{(конц.)}} rightarrow 2H_3P^{+5}O_4 + 5S^{+4}O_2 + 2H_2O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$S^{+6} +2bar{e} rightarrow S^{+4}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
4) Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
$6P + 5KClO_3 rightarrow 5KCl + 3P_2O_5$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$Cl^{+5} +6bar{e} rightarrow Cl^{-1}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Белый фосфор используют:
для изготовления зажигательных снарядов, светящихся в темноте составом и для создания так называемых «дымовых завес», т.к. при горении фосфора образуется густой дым ($P_2O_5$);
для получения препаратов, которые используют для уничтожения насекомых-вредителей;
для производства фосфорной кислоты;
природные соединения фосфора: апатиты и фосфориты используются в производстве минеральных удобрений.
Красный фосфор используют в производстве спичек: входит в состав массы, наносимой на боковую сторону спичечной коробки.
Черный фосфор применяют очень редко.
Получение фосфора
Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция $Ca_3(PO_4)_2,hspace{0.5 cm}$ который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления $Ca_3(PO_4)_2hspace{0.5 cm}$ до фосфора:
$Ca_3(PO_4)_2 + 3SiO_2 + 5C rightarrow 2P + 5CO + 3CaSiO_3$
В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок $SiO_2$. Процесс проводят в электропечах (производство относят к электротермическим), без доступа воздуха. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В природе фосфор встречается в виде соединений (солей), важнейшими из которых являются:
фосфорит ($Ca_3(PO_4)_2$),
хлорапатит ($Ca_3(PO_4)_2 cdot CaCl_2$),
фторапатит ($Ca_3(PO_4)_2 cdot CaF_2$).
БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ФОСФОРА
Фосфор известен как элемент жизни. Это не случайно: он играет важную роль в процессах накопления и освобождения энергии в клетках, задействован в передаче нервных импульсов.
Он входит в состав нуклеиновых кислот, участвующих в процессах роста и деления клеток, хранения и использования генетической информации (ДНК и РНК).
В составе костей скелета содержится примерно 85% от всего фосфора, находящегося в организме. Фосфор обеспечивает нормальную и здоровую структуру десен и зубов.
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*SiO2 — фосфорит
- 3Ca3(PO4)2*Ca(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
- Реакции с металлами
- Реакция с водой
- Реакция с щелочами
- Восстановительные свойства
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↑
2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)
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
При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.
P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 — гипофосфит лития)
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
- Дегидратационные 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)
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 (соли — фосфаты PO43-)
- Метафосфорная кислота — HPO3 (соли — метафосфаты PO3-)
- Фосфористая — H3PO3 (соли — фосфиты PO33-)
- Фосфорноватистая — H3PO2 (соли гипофосфиты — PO23- )
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
- Реакции с солями
- Реакции с металлами
- Дегидратация
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 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
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2↑
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
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Фосфор – жизненно важный элемент из пятой группы периодической таблицы Менделеева. Химические свойства фосфора зависят от его модификации. Наиболее активным веществом является белый фосфор, окисляющийся на воздухе. Фосфор имеет две валентности (III и V) и три степени окисления – +5, +3, -3.
Фосфор и соединения
Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:
- белый;
- красный;
- чёрный.
Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P4). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.
Рис. 1. Светящийся белый фосфор.
Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:
- фосфин;
- фосфорную кислоту;
- фосфиды;
- оксиды.
Фосфин (РН3) – плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества – фосфор и водород.
Рис. 2. Фосфин.
Фосфорная или ортофосфорная кислота (H3PO4) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.
Фосфиды – соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.
Фосфор может образовывать два оксида – P2O3 и P2O5.
H3PO4 – кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.
Химические свойства
Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.
Вещество | Реакция | Особенности | Уравнение |
Фосфор | С O2 | При избытке O2 образует оксид фосфора (V) | – 4P + 5O2 → 2P2O5; – 4P + 3O2 → 2P2O3 |
С металлом | Является окислителем | 3Mg + 2P → Mg3P2 | |
С галогенами и неметаллами | Не реагирует с водородом | 2P + 3S → P2S3 | |
С Н2О | 8Р + 12Н2О → 5РН3 + 3Н3РО2 | ||
С кислотами | 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O | ||
Со щелочами | P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 | ||
РН3 | С O2 | Воспламеняется на воздухе | РН3 + 2O2 → H3PO4 |
С галогенами и неметаллами | РН3 + 2I2 + 2H2O → H(PH2O2) + 4HI | ||
С кислотами | Проявляет свойства восстановителя | РН3 + 3H2SO4 → H2(PHO2) + 3SO2 + 3H2O | |
H3PO4 | С металлами | С активными металлами | 2H3PO4 + 3Ca → Ca3(PO4)2 + 3H2↑ |
С Н2О | Подвергается диссоциации | H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4– | |
Со щелочами | Образует кислые или щелочные фосфаты | H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O | |
С оксидами | 2H3PO4 + 3K2O → 2K3PO4 + 3H2O | ||
С солями | 2H3PO4 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2↑ | ||
С аммиаком | H3PO4 + 3NH3 → (NH4)3PO4 | ||
P2O3 | С галогенами и неметаллами | – 2P2O3 + 6Cl2 → 4PCl3O + O2; – 2P2O3 + 9S → P4S6 + 3SO2 | |
С Н2О | Медленно реагирует с холодной водой и быстро – с горячей | P2O3 + 3H2O → 2H3PO3 | |
Со щелочами | P2O3 + 4NaOH → 2Na2HPO3 + H2O | ||
P2O5 | С Н2О | Реагирует с взрывом | 2P2O5 + 6H2O → 4H3PO4 |
С кислотами | Реакция замещения | 4HNO3 + 2P2O5 → 4HPO3 + 2N2O5 | |
Фосфиды | С Н2О | Образуют гидроксиды металлов и фосфин | Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3 |
С кислотами | Реакция замещения | Ca3P2 + 6HCl → 3CaCl2 + 2PH3 |
При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P2O3 образует красный фосфор, а P2O5 – оксид фосфора (III) и кислород.
Рис. 3. Красный фосфор.
Использование
Широкое применение имеют соединения фосфора:
- из фосфатов получают удобрения и моющие средства;
- фосфорная кислота используется для окрашивания ткани;
- оксид фосфора (V) осушает жидкости и газы.
Красный фосфор используется в производстве спичек и взрывчатых веществ.
Что мы узнали?
Фосфор – активный неметалл, реагирующий с простыми и сложными веществами. В результате реакций образует оксиды (III) и (V), фосфин, фосфорную кислоту и фосфиды. Соединения фосфора вступают в реакцию с металлами, неметаллами, кислотами, щелочами, водой. Фосфор и его соединения используются в промышленности и сельском хозяйстве.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.7. Всего получено оценок: 156.
Фосфор — элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [10Ne]3s23p3, устойчивая степень окисления в соединениях +V.
Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.
В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.
Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.
Аллотропные модификации фосфора
Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р4 и красный фосфор Pn. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).
Красный фосфор состоит из полимерных молекул Pn разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.
Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.
Белый фосфор состоит из молекул Р4. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (tпл 44,14 °С, tкип 287,3 °С, р 1,82 г/см3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.
Применяется в производстве Н3Р04 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфора:
Получение в промышленности фосфора
— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
Ca3(PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)
Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.
Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (Pn) может быть различной.
Соединения фосфора
Фосфин РН3. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр3-гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфина:
Получение фосфина в лаборатории:
СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
Оксид фосфора (V) P2O5. Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р4О10 со строением из четырех тетраэдров [O=Р(O)3], связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P2O5. Существует также стеклообразный полимер (Р205)п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.
Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:
Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.
Ортофосфорная кислота Н3Р04. Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P2O5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН)3] (sр3-гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н20). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.
Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:
Получение фосфорной кислоты в промышленности:
кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4
Ортофосфат натрия Na3PO4. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.
Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион РО43-
— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).
Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:
Получение: полная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия или по реакции:
Гидроортофосфат натрия Na2HPO4. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н3Р04 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион НРО42-— образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O
Дигидроортофосфат натрия NaH2PO4. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н2Р04 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Н2Р04 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).
Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация H3PО4 едким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O
Ортофосфат кальция Са3(PO4)2— Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).
Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.
Уравнения важнейших реакций:
Фосфорные удобрения
Смесь Са(Н2Р04)2 и CaS04 называется простым суперфосфатом, Са(Н2Р04)2 с примесью СаНР04 — двойным суперфосфатом, они легко усваиваются растениями при подкормке.
Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4.
Хлорид фосфора (V) PCI5. Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P2Cl10 с ионным строением РСl4+[РСl6]—. «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: хлорирование фосфора.