Химические свойства какого элемента наиболее похожи на свойства фосфора
А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор— элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Аr(Р) = 31.
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов,
16 нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
можно отразить с помощью следующей схемы:
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принима-
ют недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами— металлами, водородом и т.п.) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам — кислороду, галогенам и т.п., приобретая при этом степени окисления +3 и +5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2. Фосфор — простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами.
3. Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе).
4. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у
кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде).
5. Высший оксид фосфора имеет формулу Р2O5. Это кислотный оксид.
Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
Р2O5 + 3Н2O => 2Н3РO4.
При взаимодействии его с основными оксидами и основаниями он
дает соли.
Р2O5 + 3MgO = Mg3(PO4)2; Р2O5 + 6КОН = 2К3РO4+ 3Н2O.
6. Высший гидроксид фосфора— фосфорная кислота Н3РO4, рас-
твор которой проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействие с основаниями и основными оксидами:
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3Н2O. 2Н3РO4 + 3СаО = Са,(РO4)2↓ + 3Н2O.
7. Фосфор образует летучее соединение Н3Р — фосфин.
Б) Характеристика калия.
1. Калий имеет порядковый номер 19, Z = 19 и относительную атомную массу Аr(К) = 39. Соответственно заряд ядра его атома +19 (равен числу протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно 20. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме калия, тоже равно 19. Элемент калий находится в четвертом периоде периодической системы, значит, все электроны располагаются на четырех энергетических уровнях. Таким образом, строение атома калия записывается так:
Исходя из строения атома, можно предсказать степень окисления
калия в его соединениях. Так как в химических реакциях атом калия отдает один внешний электрон, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он приобретает степень окисления +1.
Восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, что связано с ростом радиусов от Na к Rb.
2. Калий— простое вещество, для него характерна металлическая
кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда — и все типичные для металлов свойства.
3. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, т.к. атом калия легче отдает электрон, чем атом натрия, но труднее, чем атом рубидия.
4. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у кальция, т.к. один электрон атома калия легче оторвать, чем два электрона
атома кальция.
5. Оксид калия К2O является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
К2O + 2НСl = 2КСl +Н2O; К2O + SO3 = K2SO4.
6. В качестве гидроксида калию соответствует основание (щелочь) КОН, которое проявляет все характерные свойства оснований: взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
KOH+HNO3 = KNO3+H2O; 2KOH+N2O5 = 2KNO3+H2O.
7. Летучего водородного соединения калий не образует, а образует гидрид калия КН.
Источник
Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. 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
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:
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 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).
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
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).
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 фосфора
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать 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 описание
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.
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Соединения фосфора
Типичные соединения фосфора:
Создать карусель Добавьте описание
Создать 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, например, метафосфорную 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 фосфора
Горение красного фосфора
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать 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.
Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
Создать карусель Добавьте описание
Еще пример: натрий 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.
Например, азотная 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:
Источник
СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА
Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса Ar(P) = 31.
Р +15)2 )8 )5
1S22S22P63S23P3, фосфор: p– элемент, неметалл
Тренажёр №1. “Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева”
Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S2 – электронов и один из них может перейти на 3d–
орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора
окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять
валентность V.
АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА
В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный и чёрный фосфор
“Свечение белого фосфора в темноте”
“Превращение красного фосфора в белый”
Подробнее вы можете о них узнать прочитав в приложениях к уроку. Из -за большой химической активности фосфор в природе встречается только в виде соединений.
Нахождение в природе
Общее содержание фосфора в земной
коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов,
главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2 хСаF2
и фосфатов Са3(РO4)2. Разновидности апатита
слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых
веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга
составляет 0,38%, в мышцах – 0,27%.
Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г.
Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в
Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения
фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни
растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество
соединений фосфора.
БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ ФОСФОРА
Фосфор
присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот,
входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов,
фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из
гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·CaF2.
В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях
соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен
фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная
потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в
организме развиваются различные заболевания костей.
ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА
·Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
·Белый фосфор
очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора —
50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.
Острые
отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной
болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для
хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение
сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром
отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы,
внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные
участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в
воздухе 0,03 мг/м³.
ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + 5CO + 3CaSiO3.
Образующиеся
пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо
фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения,
например, метафосфорную кислоту:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
Окислитель | Восстановитель |
1. С металлами — окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2 Опыт “Получение фосфида кальция” 2P + 3Mg → Mg3P2. Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg3P2 + 3H2SO4(р-р)= 2PH3 + 3MgSO4 Опыт “Гидролиз фосфида кальция” Свойства фосфина – PH3 + 2O2 = H3PO4. PH3 + HI = PH4I | 1. Фосфор легко окисляется кислородом: “Горение фосфора” “Горение белого фосфора под водой” “Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора” 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода), 4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода). |
2. С неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. ! Не взаимодействует с водородом. | |
3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. | |
4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 |
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.
Пожалуй,
первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это
горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической
модификации.
Наиболее активен
химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень
часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).
Красный
фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая
промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с
тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность
коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат
калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор
используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных
составов, топлив.
Фосфор
(в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов,
участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты
идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, и др.
№1. Красный
фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая
промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с
тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность
коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат
калия и сера, происходит воспламенение.
Происходит реакция :
P + KClO3 = KCl + P2O5
Расставьте
коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и
восстановитель, процессы окисления и восстановления.
№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca3P2 -> PH3 -> P2O5
Для последней реакции PH3 -> P2O5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca3(PO4)2 -> P -> P2O
5
№4. расставьте коэффициенты: P + KOH + H2O = PH3 +
KH2PO3
Источник
Химические свойства азота
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.
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:
Источник