В каких реакциях фосфор проявляет восстановительные свойства
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*SiO2 – фосфорит
- 3Ca3(PO4)2*Ca(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
- Реакции с металлами
- Реакция с водой
- Реакция с щелочами
- Восстановительные свойства
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↑
2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)
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
При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.
P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 – гипофосфит лития)
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
- Дегидратационные 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)
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
Химические свойства
- Кислотные свойства
- Реакции с солями
- Реакции с металлами
- Дегидратация
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 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
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2↑
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
© 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 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
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
- 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
- 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.
- Реакция фосфора и хлора протекает с образованием хлорида фосфора (V).
2P + 5Cl2 → 2PCl5
- Как восстановитель фосфор вступает в реакции со сложными веществами.
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
2P + H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2OРеакция 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