Какие свойства проявляет ph3

Фосфор

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

2. 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 (72 Загрузки)

а также на тему: «Фосфор и его соединения» 
Фосфор-и-его-соединения.doc (79 Загрузок)

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на  изображении записи фотография белого фосфора

 Фосфин (PH3)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH3 получить нельзя.

• Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3↑

Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑

• Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑

• Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

P4I ↔ HI+ PH3↑

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

• PH3не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH3— Проявляет свойства сильного восстановителя.

• Вступает в реакции с кислотами –
  окислителями:

PH3 + 8H2SO4(конц) = H3PO4 + 8SO2↑ + 3H2O

PH3 + 8HNO3(конц. гор) = H3PO4 + 8NO2↑ + 4H2O

• С безводными кислотами образует соли:

HI+ PH3↑ = P4I

• Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

РН3 + 2О2 = P2O5 + H2O (Н3РО4)

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

2P + 3Mg → Mg3P2

2P + 3Ca → Ca3P2

P + 3Na → Na3P

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия
фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

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

Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3↑

Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P2O3)

Способы получения оксида фосфора (III)

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

4Р + 3О2 = 2Р2О3

Физические свойства оксида фосфора (III)

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

Пары существует в виде
димеров Р4О6.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

• Р2О3 как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

• Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р2О3вгорячей воде:

2Р2О3 + 6Н2О = РН3 + ЗH3PO4

• При взаимодействии Р2О3 с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + Н2О

• При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 + О2 = Р2О5

Окисление галогенами:

Р2О3 + 2Cl2 + 5Н2О = 4HCl + 2H3PO4

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р2О5)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной
температуре Р2О5 — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде
димеров Р4О10.

Очень гигроскопична, при
соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и
водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р2О5проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

• с водой, с образованием различных кислот:

Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая
(дифосфорная)

Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная

• с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2

• с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О

Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О

Р2О5 + 2NaOH = 2NaH2PO4 + Н2О

• Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5

Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7

P2O5 + H2SO4 → 2HPO3 + SO3

P2O5 + 2CH3COOH → 2HPO3 + (CH3CO)2O

Видеоопыт Взаимодействие оксида фосфора с водой

Фосфорные кислоты

Фосфор
образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях
окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор
имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5,
+4, +3, +1.

Строение
наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее
практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая
(фосфористая) кислоты.

Фосфористая кислота ( H3PO3)

Способы получения фосфористой кислоты

• Реакция Р2О3 с водой:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl3 + ЗН2О = H3PO3+ 3HCl

• Окисление белого фосфора хлором:

2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2H3PO3+ 6HCl

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H3PO3 известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой
таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н2[НРО3]

При комнатной
температуре H3PO3 –
кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл =  74°С.

Валентность фосфора
в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является
слабой кислотой.

• Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

• Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

H2HPO3 + H2HPO3 = H3PO4 + PH3

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

• Реагируют с сильными окислителями:

H3PO3 + Cl2 + Н2О = H3PO4 + 2HCl

5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl

• Реагируют с более слабыми окислителями:

H3PO3 + 2AgNO3 + Н2О = H3PO4 + 2Ag↓ + 2HNO3

• В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

H2HPO3 + 3Zn + 3H2SO4 = 3ZnSO4 + PH3 + 3Н2О

• При нагревании водного раствора Н3РO3окисляется до H3PO4 с выделением водорода:

H3PO3 + Н2О = H3PO4 + Н2

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

• Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

• взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н2

Н2[НРО3] + Ca = Ca[HРО3] + Н2

• взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

Н2[НРО3] + CaO = Ca[HРО3] + Н2O

• диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

P4 + 8NaOH(конц) + 4H2O = Na2[HРО3] + 6H2

• Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

PCl3 + 5NaOH(разб) = Na2[HРО3] + 3NaCl + 2H2O

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2РО3, например: NaH2PO3, Са(H2PO3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO3, например: Na2HPO3, СаHPO3.

Хорошо
растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты
плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют
химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н3РO4)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:

• Разложением природного соединения – фосфата кальция Са3(РO4)2 серной кислотой:

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4↓

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Н3РO4 получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной
температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С)
кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с
водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует
сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень
окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При
нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.

При нагревании выше 700°С переходит в
метафосфорную кислоту HPO3:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При
добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки
различного цвета:

• метафосфат серебра AgPO3— белый
• пирофосфат серебра Ag4P2O7 – также белый, но он не свертывает яичного белка
• ортофосфат серебра Ag3PO4— желтый:

Н3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3НNO3

Видео Качественная реакция на фосфат-ион

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы
и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н+ + Н2РO4—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно
малой степени:

Н2РO4— → Н+ + НРO42-

НРO42- → Н+ + РO43-

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

2Н3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3H2

•  с основными оксидами:

2Н3РO4 + ЗСаО = Са3(РO4)2 + ЗН2О

2H3PO4 + 3MgO = Mg3(PO4)2 + 3H2O

• с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

Н3РO4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О

Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О

Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О

• с аммиаком образует соли аммония:

Н3РO4 + NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей
  (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

Н3PO4 + 3NaHCO3 → Na3PO4 + CO2 + 3H2O

• При нагревании H3PO4 выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:

2H3PO4 → H2P2O7 + H2O

В отличие от
аниона NO3— в азотной
кислоте, анион РO43- окисляющим
действием не обладает.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

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

Физические свойства фосфатов

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

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

Na3РO4 + Н2О = Na2HPO4 + NaOH

• Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

NaH2PO4 = NaPO3 + H2O

Na2HPO4 = Na4P2O7 +
H2O

(NH4)3PO4 = 3NH3 + H2O

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.