Какие свойства проявляет фосфин кислотные или основные почему

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

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

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 (83 Загрузки)

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

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на изображении записи фотография белого фосфора

Источник

Фосфин

Водородное соединение фосфора – фосфин РН3. Строение молекулы фосфина похоже на строение молекулы аммиака, хотя из-за меньшего вклада s-орбитали в гибридизацию валентный угол практически равен 90°, неподеленная электронная пара занимает преимущественно s-орбиталь, она становится менее доступной для образования связей по донорно-акцепторному механизму, поэтому фосфин гораздо хуже растворим в воде и проявляет меньшую основность, чем аммиак.

Фосфин – бесцветный газ с запахом гнилой рыбы. Очень ядовит, на воздухе воспламеняется, может образовывать взрывчатые смеси. Температура плавления -134 °С, температура кипения -88 °С, то есть значительно ниже, чем у аммиака. Растворимость в воде также значительно меньше, при 17 °С в 100 мл воды растворяется всего 26 мл фосфина. Эти свойства связаны со строением молекулы РН3.

Химические свойства

Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Соли фосфина, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Фосфиды

Фосфи́ды – бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления.

По типу химической связи фосфиды подразделяют на соединения с преимущественно ионной связью, металлоподобные и с преимущественно ковалентной связью. К ионным относятся фосфиды щелочных и щелочноземельных элементов и металлов подгруппы цинка. Эти фосфиды легко гидролизуются водой, хорошо растворяются в клетках с выделением PH3, сгорают в токе O2 с образованием оксидов металлов и P, реагируют с галогенами. Некоторые из них обладают полупроводниковыми свойствами из-за того, что в межатомной связи присутствует определенная доля ковалентной составляющей.Их состав, как правило, не соответствует валентностям образующих их элементов. Эти фосфиды тугоплавки, устойчивы к действию воды и кислот. Их химическая стойкость растет с увеличением содержания P. Так, Ni3P, Cr3P, Fe3P, Ti3P легко разлагаются кислотами-окислителями (H2SO4, HNO3, HClO4), а также щелочами. В то же время фосфиды состава TiP, VP, TaP, CrP, FeP, MnP не взаимодействуют с концентрированной соляной кислотой и кислотами-окислителями. Они растворяются при нагревании в царской водке. Все металлоподобные фосфиды разлагаются смесью HF и HNO3 и при сплавлении с щелочами и пероксидами металлов. Многие из них полупроводники благодаря тому, что в химическая связь вносит определенный вклад ковалентная составляющая.

Ковалентные фосфиды образуются непереходными элементами III и IV гр. периодической системы (кроме Tl). Они тугоплавки, их хим. стойкость к воде и другим агрессивным средам сильно зависит от чистоты образца. Особенно устойчивы высоко чистые вещества. Все твердые ковалентные фосфиды-полупроводники, ширина запрещенной зоны которых тем больше, чем выше доля ионной связи в них. Типичные полупроводниковые фосфиды этой группы представляют собой координационные соединения, в которых помимо простых ковалентных связей присутствуют донорно-акцепторные связи. При этом атом P – донор, а атомы более электроположительного элемента – акцепторы электронной пары.

Фосфиды полуметаллов и неметаллов также главным образом ковалентные соединения Они могут быть газами (напр., PH3), твердыми веществами; по электрофизическим свойствам -диэлектриками или полупроводниками. Типичный диэлектрик – BP. Он устойчив к действию кислот-окислителей и щелочей. Другие фосфиды этой группы, напр. AlP и SiP, не обладают большой стойкостью к действию хим. реагентов.

Фосфоновые кислоты

Фосфоновые кислоты– соединения общей формулы RP(O)(OH)2, где R – орг. радикал, связанный с атомом P связью C-P.

Фосфоновые кислоты, как правило, гигроскопичные бесцветные кристаллы с четкими температурами плавления; растворимы в воде и полярных органических растворителях. Фосфоновые кислоты – двухосновные кислоты средней силы; склонны к димеризации. Для многих из них значения рK1 находятся в области 1,1-2,8, рК2 3,9-8,5.

С основаниями фосфоновые кислоты образуют кислые и средние соли (эфиры и соли фосфоновых кислот наз. фосфонатами). Фосфоновые кислоты, содержащие пергалогеналкильные и некоторые замещенные ароматичными радикалы, реагируют с избытком щелочи с разрывом связи P-C. При длительном нагревании фосфоновые кислоты отщепляют H2O и образуют олигоконденсированные соединения.

Фосфоновые кислоты этерифицируются только в присутствии катализаторов (напр., карбодиимидов). Моно- или диэфиры образуются при действии на фосфоновые кислоты диазоалканов, эпоксидов, азиридинов. При действии PCl5, SOCl2 или SF4 образуются соответствующие дигалогенангидриды. Нагревание фосфоновых кислот с их дихлорангидридами приводит к ангидридам фосфоновых кислот.

Обычно фосфоновые кислоты получают гидролизом RP(O)X2 (X = Cl, Br, OR, SR, NR2; X2 = О), окислением первичных фосфинов или фосфонистых кислот, при взаимодействии фосфористой кислоты с олефинами или карбонильными соединениями, а также в реакциях PCl3 с нитрилами, карбоновыми кислотами, альдегидами и кетонами, например:

Аналоги фосфоновых кислот, содержащие атомы S или Se- обычно малоподвижные жидкости, склонные к разложению при повышенных темпепатурах и в водных растворах; они обладают несколько более высокой кислотностью, чем их кислородные аналоги. Многие их свойства и способы получения такие же, как описаны выше. Специфичный способ синтеза ди- и тритиофосфоновых кислот – взаимодействие P4S10 с реактивом Гриньяра с последу.щим гидролизом гидролизом:

Фосфиты

Фосфиты, соли и эфиры фосфористой кислоты H3PO3. Соли бывают однозамещённые (например, NaH2PO3×2,5H2O) и двухзамещённые (например, Na2HPO3×5H2O). Большинство из них, кроме фосфитов щелочных металлов, труднорастворимы в воде. При прокаливании фосфиты распадаются на соответствующие фосфаты и производные фосфора низших степеней окисления вплоть до фосфина PH3. Фосфиты в водных растворах окисляются галогенами, солями ртути (например, HgCl2) до фосфатов. Образуются при нейтрализации фосфористой кислоты гидроокисями. Применяют как восстановители в неорганических синтезах. Фосфиты свинца – светостабилизатор в производстве поливинилхлорида.

Эфиры фосфористой кислоты бывают одно-, двух- и трёхзамещённые, соответственно ROP (O) HOH, (RO)2P (O) H, (KO)3P. Получаются при взаимодействии трёххлористого фосфора со спиртами или алкоголятами:

PCl3 + 3ROH ® (RO)2P (O)

HPCl3 + 3RONa ® (RO)3P

Используются как стабилизаторы полимерных материалов и масел и как полупродукты синтеза фосфорорганических соединений.

Фосфонаты

Фосфонаты – сложные эфиры фосфоновых кислот общей формулы RP(O)(OR1)n(OH)2-n. В зависимости от числа гидроксильных групп фосфонаты делятся на первичные (n=1, кислые фосфонаты), и вторичные (n = 2, полные фосфонаты).

Фосфонаты с низшими алкильными, алкенильными и арильными заместителями -бесцветные жидкости, фосфонаты с высокими молекулярными массами – масла или кристаллы. Связи при атоме фосфора имеют тетраэдрическую конфигурацию, в ИК-спектрах присутствует характеристическая полоса связи P=O при 1200-1280 см−1.

Первичные фосфонаты являются умеренно сильными кислотами (например, для n-ClC6H4P(O)(OC4H9)OH рКа = 1,7) и образуют соли аминами, вторичные образуют аддукты с кислотами Льюиса (например, с галогенидами бора).

Первичные фосфонаты при нагревании диспропорционируют с образованием полифосфатов, вторичные диалкилфосфонаты при нагревании выше 150°С разлагаются с образованием первичных фосфонатов и алкенов:

RP(O)(CH2CH2R1)2 RP(O)(OH)CH2CH2R1 + R1CH=CH2

При взаимодействии с пятихлористым фосфором и первичные, и вторичные фосфонаты образуют хлорангидриды фосфоновых кислот: RP(O)R12 + PCl5 RP(O)R1Cl + R1Cl + POCl3

Глава 6. Качественные реакции на ионы NН4+ (со щелочами), NО2– ( в кислой среде), NО3– (с медью и серной кислотой), РО43– (с нитратом серебра).

Качественная реакция на ионы NH4+

1) При действии щелочей при нагревании выделяется аммиак, который обнаруживают по характерному запаху, по посинению влажной лакмусовой бумаги или по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли ртути (I). Чувствительность реакции – 0,05 µг; предельное разбавление 1:106.

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

(NH4+ + OH- = NH3 + H2O)

Качественная реакция на NО3– (с медью и серной кислотой)

NО2– (с перманганатом калия в кислой среде)Нитраты реагируют с медью в присутствии концентрированной серной кислоты с выделением диоксида азота ( бурого газа) и образование зеленовато-синего раствора ( при добавлении воды раствор становится голубым)

Cu + 2NO3- + 4H+= Cu2+ 2NO2 + 2H2O

Качественная реакция NО2– в кислой среде

Кислоты взаимодействуют с нитрит-ионами с образованием азотистой кислоты, которая разлагается с выделением газа , буреющего на воздухе ( NO окисляется до NO2)

3NO2- + 2H+= NO3- + 2NO2+Н2O

2NO + O2= 2NO2

Качественная реакция на РО43– (с нитратом серебра).

Образование с солями серебра желтого осадка, легко растворимого в серной кислоте или растворе аммиака

3AgNO3 + H3PO4= Ag3PO4 + 3HNO3

Источник

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0.142 нм, HPH = 93.5o). Дипольный момент составляет 0,58 D, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Получение

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Возможен синтез непосредственно из элементов:[источник не указан 273 дня]

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Разложение йодида фосфония:

Разложение фосфоновой кистоты:

или её восстановление:

Химические свойства

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

Соли фосфина, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Токсичность

Фосфин сильно ядовит, действует на нервную систему, нарушает обмен веществ. ПДК = 0,1 мг/м³. Запах ощущается при концентрации 2-4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ приводит к летальному исходу. В крови человека содержание фосфина не более 0,001 мг/м³.

Самовозгорание

Фосфин способен к самовозгоранию при контакте с кислородом воздуха. Может вызывать появление «блуждающих огней»[1][2].

Примечания

↑ Благодатный огонь — взгляд скептика
↑ Осторожно — фосфин!

Литература

Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0

Категории:

Соединения фосфора
Гидриды

Wikimedia Foundation.
2010.

Синонимы:

Смотреть что такое “Фосфин” в других словарях:

ФОСФИН — (фосфористый водород гидрид фосфора), РН3, бесцветный газ с неприятным запахом, tкип 87,42 .С. Сильный восстановитель. Известен жидкий фосфин, называемый дифосфином Р2Н4, tкип 56 .С. Самопроизвольно воспламеняется на воздухе. Токсичен … Большой Энциклопедический словарь
ФОСФИН — ФОСФИН, фосфористый водород (РН3). Бесцветный высокотоксичный ГАЗ, получаемый в процессе реакции между фосфидом кальция и водой или разбавленной кислотой. Небольшие примеси дифосфина заставляют газ самопроизвольно воспламеняться. Чистый фосфин… … Научно-технический энциклопедический словарь
фосфин — сущ., кол во синонимов: 1 • газ (55) Словарь синонимов ASIS. В.Н. Тришин. 2013 … Словарь синонимов
фосфин — а. м. phosphine f. Желтая анилиновая краска. 1889. Андреев Сл. тов … Исторический словарь галлицизмов русского языка
ФОСФИН — соединение (см.) с водородом (РН3), а также некоторые фосфороорганические соединения. Ф. бесцветный токсичный газ с неприятным запахом, сильный восстановитель. Известен жидкий Ф., называемый дифосфином(Р2Н4); tкип =56°С. Самопроизвольно… … Большая политехническая энциклопедия
фосфин — (фосфористый водород), РН3, бесцветный газ с неприятным запахом, tкип 87,42°C. Сильный восстановитель. Известен жидкий фосфин, называемый дифосфином Р2Н4, tкип 56°C. Самопроизвольно воспламеняется на воздухе. Токсичен. * * * ФОСФИН ФОСФИН… … Энциклопедический словарь
Фосфин — [phosphines] фосфористый водород (гидрид фосфора) РН3, бесцветный газ. γ = 1,55 г/л, tпл = 133,8 °С, tкип = 87,8 °С. На воздухе воспламеняется при 100 °С; образуется при получении фосфора восстановлением фосфоритов углеродом в производстве… … Энциклопедический словарь по металлургии
фосфин — fosfanas statusas T sritis chemija formulė PH₃ atitikmenys: angl. phosphane; phosphine rus. фосфан; фосфин … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Фосфин — фосфористый водород, гидрид фосфора, PH3. Ф. – бесцветный газ с запахом гнилой рыбы; плотность 1,55 г/л, tпл – 133,8 °С, tкип – 87,8 °С, при 25 °С и 0,1 Мн/м2 (1 кгс/см2) 1 объём воды растворяет около 0,25 объёма PH3. При нагревании… … Большая советская энциклопедия
Фосфин — (хризанилин, анилиноранж, филадельфийская желтая и проч.) желтый искусственный пигмент, по составу представляющий смесь азотнокислых солей диамидофенилакридина и других аналогичных оснований. Ф. приготовляется из маточных растворов, остающихся… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Источник