Красный фосфор взаимодействует с металлами

Содержание
  1. Фосфор
  2. Основное и возбужденное состояние фосфора
  3. Природные соединения
  4. Оксид фосфора V – P2O5
  5. Фосфорные кислоты
  6. Ортофосфорная кислота
  7. Соли фосфорной кислоты
  8. Фосфор. Фосфин
  9. Химические свойства
  10. Применение фосфора
  11. Фосфин
  12. Скачать:
  13. Фосфор и его соединения
  14. Важнейшие Р-содержащие неорганические вещества
  15. Красный фосфор (Pкр.)
  16. Черный фосфор (Рч)
  17. Химические свойства и получение фосфора
  18. Р – восстановитель:
  19. Р – окислитель:
  20. Получение фосфора
  21. Фосфин РН3
  22. Способы получения
  23. Химические свойства
  24. Фосфиды МеxРy
  25. 2.3.3. Химические свойства азота и фосфора
  26. Взаимодействие азота с металлами
  27. Взаимодействие азота с неметаллами
  28. Взаимодействие азота со сложными веществами
  29. Химические свойства фосфора
  30. Взаимодействие фосфора с неметаллами
  31. Взаимодействие фосфора с металлами
  32. Взаимодействие фосфора со сложными веществами
  33. Красный фосфор взаимодействует с металлами – Справочник металлиста
  34. Фосфор: общая характеристика элемента
  35. Простое вещество фосфор
  36. Нахождение в природе
  37. Фосфор и его соединения
  38. Соединения с металлами
  39. Летучие вещества на основе фосфора
  40. Фосфор. Химия фосфора
  41. Положение в периодической системе химических элементов
  42. Электронное строение фосфора
  43. Физические свойства и нахождение в природе
  44. Соединения фосфора
  45. Способы получения фосфора
  46. Химические свойства фосфора

Фосфор

Красный фосфор взаимодействует с металлами

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 → P2S3Реакции 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 = 2H3PO4P2O5 + 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 → Na3PO46KOH + 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 PO43-)
  • Метафосфорная кислота – HPO3 (одноосновная кислота, соли – метафосфаты PO3-)
  • Фосфористая – H3PO3 (двухосновная кислота, соли – фосфиты HPO32-)
  • 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 + 3H2O3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2OKOH + 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 + HNO3В 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. Фосфин

Красный фосфор взаимодействует с металлами

Следующий за азотом элемент пятой группы, фосфор, был открыт на несколько столетий раньше своего предшественника по подгруппе. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причём всякий раз получали его из мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углём.

Однако достоверное открытие и описание свойств этого вещества принадлежит немецкому алхимику-любителю Хеннигу Бранду. В 1669 г. Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото.

В одном из экспериментов он пытался получить ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. При её нагревании Бранду удалось выделить тяжелое красное масло, которое перегонялось с образованием твёрдого остатка.

Нагревая последний без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Бранд и назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец».

Красный фосфор

Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшей тайне и был известен лишь нескольким алхимикам. В 1680 г. это вещество независимо от Бранда выделил Р.Бойль.

В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергались смесь мочи с оксидом свинца, поваренной солью, поташом и углем. Лишь в 1774 г. К. В. Шееле разработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углём в присутствии кремнезёма:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO↑ + P2↑

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

При конденсации паров образуется белый (желтый) фосфор, который состоит из молекул Р4, имеющих форму тетраэдра.

Это очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-желтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе фосфор воспламеняется при 34 оС.

Он обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления до низших оксидов. Именно белый фосфор и был в своё время выделен Брандом.

Если белый фосфор нагревать без доступа воздуха, он переходит в красный (впервые его получили лишь в 1847 г.). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой.

Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются на воздухе при t>200 оС) и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи.

Несколько отличен от них «фиолетовый фосфор», который состоит из группировок Р8 и Р9, уложенных в длинные трубчатые структуры с пятиугольным сечением.

При повышенном давлении белый фосфор переходит в чёрный фосфор, построенный из объёмных шестиугольников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои. Впервые это превращение осуществил в 1934 г. американский физик Перси Уильямс Бриджмен.

Структура чёрного фосфора напоминает графит, с той лишь разницей, что слои, образованные атомами фосфора, не плоские, а «гофрированные». Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора.

При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется белый фосфор.

Белый фосфор очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г. Из-за опасности самовоспламенения на воздухе его хранят под слоем воды. Красный и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде.

Аллотропные модификации фосфора

Химические свойства

Наиболее химически активным является белый фосфор (в уравнениях реакций с участием белого фосфора для простоты записывают как Р, а не Р4, тем более, что аналогичные реакции возможны и с участием красного фосфора, молекулярный состав которого неопределен). Фосфор непосредственно соединяется со многими простыми и сложными веществами. В химических реакциях фосфор, как и азот, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами с образованием фосфидов, например:

2P + 3Ca = Ca3P2

P + 3Na = Na3P

Обратите внимание, что непосредственно с водородом фосфор практически не соединяется.

Как восстановитель фосфор взаимодействует с кислородом, галогенами, серой (т.е. с более электроотрицательными неметаллами). При этом в зависимости от условий проведения реакций могут образовываться как соединения фосфора (III), так и соединения фосфора (V).

а) при медленном окислении или при недостатке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (III), или фосфористого ангидрида Р2О3:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

При сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха) образуется оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р2О5:

4Р + 5О2 = 2Р2О5

б) в зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии фосфора с галогенами и серой образуются соответственно галогениды и сульфиды трех- и пятивалентного фосфора; например:

2Р + 5Cl2(изб.) = 2PCl5

2P + 3Cl2(недост.) = 2PCl3

2P + 5S(изб.) = P2S5

2P + 3S(недост.) = P2S3

Следует отметить, что с йодом фосфор образует только соединение PI3.

Роль восстановителя фосфор играет в реакциях с кислотами-окислителями:

— с разбавленной азотной кислотой:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

— с концентрированной азотной кислотой:

P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

— с концентрированной серной кислотой:

2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

С другими кислотами фосфор не взаимодействует.

При нагревании с водными растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию, например:

4P + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

8P + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)2

Кроме фосфина РН3 в результате этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н3РО2 – гипофосфиты, в которых фосфор имеет характерную степень окисления +1.

Применение фосфора

Основная часть производимого в мире фосфора расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой получают удобрения и другие продукты. Красный фосфор используется при изготовлении спичек, он содержится в массе, которая наносится на спичечную коробку.

Фосфин

Наиболее известным водородным соединением фосфора является фосфин РН3. Фосфин – бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит. Хорошо растворимый в органических растворителях. В отличие от аммиака малорастворим в воде. Практического значения фосфин не имеет.

Получение

Выше был рассмотрен способ получения фосфина при взаимодействии фосфора с водными растворами щелочей. Другой способ – действие соляной кислоты на фосфиды металлов, например:

Zn3P2 + 6HCl = 2PH3↑ + 3ZnCl2

Химические свойства

  1. Кислотно – основные свойства

Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:

PH3 + H2O ⇄ PH3∙H2O ⇄ PH4+ + OH—

Соли фосфония образуются только с сильными кислотами:

PH3 + HCl = PH4Cl

PH3 + HClO4 = PH4ClO4

  1. Окислительно – восстановительные свойства

Как и азот в аммиаке, фосфор в молекуле фосфина имеет низшую степень окисления – 3. Однако для фосфора эта степень окисления менее устойчива, чем для азота, поэтому фосфин проявляет более ярко выраженные восстановительные свойства, чем аммиак. Так, фосфин при температуре около 150 оС самовоспламеняется на воздухе:

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

Фосфин восстанавливает соли некоторых малоактивных металлов до свободных металлов, например:

PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = H3PO4 + 8Ag + 8HNO3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Фосфор» Фосфор.doc (Одна Загрузка)

а также на тему: «Фосфор и его соединения»  Фосфор-и-его-соединения.doc (237 Загрузок)

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на  изображении записи фотография белого фосфора

Фосфор и его соединения

Красный фосфор взаимодействует с металлами

Элемент фосфор P, как и азот N, находится в главной подгруппе V группы периодической системы элементов, поэтому атомы этих элементов имеют одинаковое число валентных электронов, равное пяти. Однако как элемент 3-ого периода он существенно отличается от азота – элемента 2-ого периода.

15P 1s22s22p63s23p3

Ar = 30,9738

Один устойчивый изотоп 31Р, ЭО = 2,1

Кларк фосфора в земной коре 10,5 • 10-2 % по массе.

Наиболее важные минералы фосфора – апатит Са5(РO4)3Х (Х-фтор, реже хлор и гидроксильная группа) и фосфорит, основой которого является Са3(РO4)2

Важнейшие Р-содержащие неорганические вещества

P-3P0P+3P+5
PH3 фосфиналлотропные модификацииР2О3, (Р4О6)димер кислотный оксидР2О5, (Р4О10)димер кислотный оксид
МеxРy фосфидыфосфористые кислотыты: НРО2 мета-; Н3РО3 орто-. Соли-фосфитыфосфорные кислоты: НРО3 мета-; Н3РО4 орто-. Соли-фосфаты

Имеет молекулярное строение. Во всех фазовых состояниях содержит тетраэдрические молекулы Р4.

При обычной температуре – твердое вещество, нерастворимо в Н2О. Хорошо растворяется в сероуглероде. Очень ядовит.

Химически активен, светится в темноте.

Красный фосфор (Pкр.)

Неорганический полимер (-Р-Р-Р-Р)n. Открытые цепи и циклы.

Твердое вещество, нерастворимо в Н2О и в сероуглероде. Не ядовит.

Химически малоактивен. Не светится в темноте.

Черный фосфор (Рч)

Неорганический полимер. Сходен с графитом, но практически негорюч. Обладает электро- и теп лопроводностью.

Химические свойства и получение фосфора

Наибольшей химической активностью отличается белый фосфор, который окисляется кислородом воздуха уже при обычной температуре, что сопровождается выделением энергии в виде тепла и света. Возможно самовоспламенение фосфора на воздухе.

Красный фосфор проявляет те же химические свойства, что и белый, но реакции протекают с малыми скоростями.

Черный фосфор отличается низкой химической активностью.

Р – восстановитель:

Восстановительная функция фосфора проявляется в реакциях:

а) с простыми веществами, образованными более электроотрицательными неметаллами. При наличии избытка окислителя образуются соединения фосфора (V), при недостатке – соединения фосфора (III):

4Р + 5О2 = 2Р2О5; 4Р + 3О2 = 2Р2О3

2Р + 5Сl2 = 2PCl2; 2Р + ЗСl2 = 2РСl3

2Р + 5S = P2S5; 2Р + 3S = P2S3

б) со сложными веществами – сильными окислителями:

Р + 5HNО3(конц.) = Н3РО4 + 5NО2 + Н2О

ЗР + 5HNО3(разб.) + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO

2Р + 5H2SО4(конц.) = 2Н3РО4 + 5SО2 + 2Н2О

8Р+ 10NО2 = 4P2О5 + 5N2

Р – окислитель:

1. Окислительная функция фосфора проявляется только в реакциях с активными металлами:

2Р + ЗСа = Са3Р2 фосфид кальция

Р + 3Na = Na3P фосфид натрия

2. С водородом фосфор при обычных условиях непосредственно не взаимодействует.

3. Диспропорционирование в щелочных растворах

4Р + ЗКОН + 3Н2О = RH3↑ + ЗКН2PО2 гипофосфит калия

8Р + ЗВа(ОН)2 + 6Н2О = 2PH3↑ + ЗВа(Н2PО2)2гипофосфит бария

Получение фосфора

Основным сырьем служат природные минералы, содержащие Са3(РО4)2 методом вакуум-термического восстановления получают фосфор в газообразном состоянии по реакции:

Са3(РО4)2 + 5С + 3SiО2 = 2P↑ + 5СО↑ + 3CaSiО3↓

Фосфин РН3

Аналог аммиака. При обычной температуре – бесцветный газ с характерным чесночным запахом, крайне ядовит. В отличие от аммиака, малорастворим в воде. Образует неустойчивые гидраты РН3 • Н2О. Катион фосфония РН4+ почти отсутствует в нейтральных водных растворах.

Способы получения

РН3 не может быть получен прямым синтезом из простых веществ.

Косвенные способы получения:

1. Взаимодействие фосфидов металлов с водой и кислотами:

Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)2 + 2РН3↑

Zn3P2 + 6HCl = 3ZnCl2 + 2PH3↑

2. Разложение солей фосфония

PH4I → HI + РН3

3. Взаимодействие фосфора со щелочами (см. выше)

Химические свойства

РН3 – очень сильный восстановитель (сильнее, чем NH3). При Т ~ 150°С происходит его самовозгорание, иногда со взрывом. Образуется фосфорная кислота:

РН3 + 2О2 = Н3РО4

С сильными безводными кислотами фосфин образует соли:

РН3 + HI = PH4I йодид фосфония

Фосфиды МеxРy

Являются продуктами взаимодействия фосфора с металлами. Фосфиды щелочных и щелочноземельных Me имеют ионное строение, характерное для солей, но они очень неустойчивы, легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН3 (см. выше).

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора

Красный фосфор взаимодействует с металлами

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2.

Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N).

По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

https://www.youtube.com/watch?v=ikeFg9zlC3ou0026t=880s

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 оС и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным.

Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение.

Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен.

По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Красный фосфор взаимодействует с металлами – Справочник металлиста

Красный фосфор взаимодействует с металлами

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие органические вещества.

При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека.

Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

  1. Пятая группа, главная подгруппа.
  2. Третий малый период.
  3. Порядковый номер — 15.
  4. Атомная масса — 30,974.
  5. Электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p3.
  6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
  7. Химический символ — Р, произношение в формулах «пэ». Название элемента — фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного «светящегося» вещества.

Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем.

Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

  • И. Кункелем;
  • Р. Бойлем;
  • А. Маргграфом;
  • К. Шееле;
  • А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества — восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах.

Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

  1. Белый. Это соединение, формула которого Р4. Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму — красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 440С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
  2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р4О10.
  3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 2500С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
  4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора — металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

  • зеленая часть растений, их семена и плоды;
  • животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
  • земная кора;
  • почва;
  • горные породы и минералы;
  • морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

  • инглишит;
  • фторапаптит;
  • сванбергит;
  • фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

  • белки;
  • фосфолипиды;
  • ДНК;
  • РНК;
  • фосфопротеиды;
  • ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

  1. Бинарные соединения — оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р2О5, PCL3, P2S3, PH3 и прочие.
  2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н3РО4, Na3PO4, H4P2O6, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HPO4 и другие.
  3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3↑

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник — водород. Формула водородного соединения фосфора — РН3, название фосфин.

Фосфор. Химия фосфора

Красный фосфор взаимодействует с металлами

Полный курс химии вы можете найти на моем сайтеCHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу вВКонтактеили на. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс “40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии“.

Создать карусель Добавьте описание

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:

Создать карусель Добавьте описание

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:

Создать карусель Добавьте описание

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 (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).

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеБелый 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).

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Плавление белого фосфораСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

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.

Создать карусель Добавьте описаниеЧерный 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.

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, напримерметафосфорную кислоту.

Создать карусель Добавьте описание

3.Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Создать карусель Добавьте описание

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

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 образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

Горение белого фосфораГорение красного фосфораСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

Создать карусель Добавьте описание

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Напримеркальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

Создать карусель Добавьте описание

Еще примернатрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

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.

Напримеразотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Создать карусель Добавьте описание

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью.

Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Красный фосфор + бертолетова соль

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Создать карусель Добавьте описание

Или с гидроксидом кальция:

Сделай своими руками
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: