В каких реакциях фосфор проявляет восстановительные свойства

В каких реакциях фосфор проявляет восстановительные свойства thumbnail

Фосфор (греч. phos – свет + phoros – несущий) – химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество,
легко воспламеняющееся и светящееся.

Фосфор

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Основное и возбужденное состояние атома фосфора

Природные соединения

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

  • 3Ca3(PO4)2*CaCO3*SiO2 – фосфорит
  • 3Ca3(PO4)2*Ca(F,Cl,OH)2 – апатит

Фосфорит и 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 → P2S3

    Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ – фосфин – боевое
    отравляющее вещество.

    Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3↑

    Фосфин

  • 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

    Реакция при поджигании спички

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 = 2H3PO4

    P2O5 + H2O = HPO3 (при недостатке воды)

    Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль – определяет соотношение основного
    оксида/основания и кислотного оксида.

    P2O5 + Na2O → Na3PO4

    6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O (фосфат калия, избыток щелочи – соотношение 6:1)

    4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида – соотношение 4:1)

    2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 + H2O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида – соотношение 2:1)

    Фосфат калия

  • 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 (соли – фосфаты PO43-)
  • Метафосфорная кислота – HPO3 (соли – метафосфаты PO3-)
  • Фосфористая – H3PO3 (соли – фосфиты PO33-)
  • Фосфорноватистая – H3PO2 (соли гипофосфиты – PO23- )

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

CuSO4 + H3PO2 + H2O → Cu + H2SO4 + H3PO4

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора,
взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

P2O5 + H2O → H3PO4

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

Фосфор и азотная кислота

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 + 3H2O

    3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

    2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2O

    KOH + 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 + HNO3

    В 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

Аммофос удобрение

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

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 (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, 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 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.

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:

Источник

Фосфор и его соединения

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.

Фосфор

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

P-3

P0

P+3

P+5

PH3 фосфин

аллотропные модификации

Р2О3, (Р4О6)димер кислотный оксид

Р2О5, (Р4О10)димер кислотный оксид

МеxРy фосфиды

фосфористые кислотыты: НРО2 мета-; Н3РО3 орто-. Соли-фосфиты

фосфорные кислоты: НРО3 мета-; Н3РО4 орто-. Соли-фосфаты

Свободный фосфор. Аллотропные модификации.

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.

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.

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.

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

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.

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)

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).

Источник

Фосфор очень похож  с азотом. Однако атом фосфора имеет большой радиус, более выраженные восстановительные свойства и более низкое значение электроотрицательности.  Очень редко фосфор проявляет состояние окисления -3 (только фосфиды Ca3P2, Na3P), часто в соединениях он имеет состояние окисления +5, но соединение фосфина (PH3) является тем редким случаем, когда ковалентная связь между атомами различных неполярных элементов из-за электроотрицательности фосфора почти одинакова. Фосфор значительно активнее азота. В простом состоянии существует в виде молекул состава Р4.

Существует три аллотропные модификации-белая, красная и черная. Красный фосфор химически менее активен, чем белый фосфор.

Так же как и азот, фосфор может проявлять окислительные и восстановительные свойства.

I. Окислительные свойства

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

3Ca + 2P → Ca3P2

II. Восстановительные свойства

  1. Фосфор характеризуется реакциями горения в кислороде. Однако процесс горения белого и красного фосфора отличается.

    Белый фосфор является одним из самых горючих веществ. Он загорается при самом слабом нагревании (даже при температуре человеческого тела) и горит с выделением большого количества тепла, образуя фосфорный ангидрид.

    Красный фосфор на воздухе не окисляется и поэтому не светится. Он загорается лишь при поджигании. Продуктом реакции также является фосфорный ангидрид.

    4P + 5O2 → 2P2O5

  2. При взаимодействии с неметаллами образует соли. К примеру, реакция фосфора и серы протекает по-разному при избытке и недостатке серы.

    2P + 3S → P2S3

    При недостатке серы образуется сульфид фосфора (III).

    2P + 5S → P2S5

    Сульфид фосфора (V) образуется в избытке фосфора.

  3. Реакция фосфора и хлора протекает с образованием хлорида фосфора (V).

     2P + 5Cl2 → 2PCl5

  4. Как восстановитель фосфор вступает в реакции со сложными веществами.

    3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
    2P + H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O 

    Реакция окисления происходит при воспламенении смеси красного фосфора с бертолетовой солью. Процесс начинается с самого слабого трения или давления.

    6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

    Эту химическая реакция воспроизводится всякий раз, когда поджигается спичка. Смесь этих двух веществ образуется лишь в момент, когда чиркают спичкой по коробку.

    Бертолетова соль в смеси с горючим веществом, например серой, содержится в головке спички, а красный фосфор – на боковых поверхностях спичечной коробки.

    При трении спичечной головки о боковую стенку коробки фосфор вступает в контакт с бертолетовой солью и воспламеняется. От воспламененного фосфора воспламеняется сера или другое горючее вещество, содержащееся в головке спички, а из нее – дерево.

    Фосфор взаимодействет с водой, при этом диспропорционирует:

    4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 (фосфорноватистая кислота)

    В растворах щелочей диспропорционирование протекает в большей степени:

    4P + 3KOH = 3PH3 + 3 KH2PO2

Смотри также:

  • Номенклатура неорганических веществ
  • Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
  • Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
  • Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
  • Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
  • Характерные химические свойства кислот
  • Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
  • Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Источник