Фосфор образует с хлором соединения состава

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.

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии :

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:

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.

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P₄. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

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):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой . Формула красного фосфора P_n, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300 о С без доступа воздуха.

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.

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.

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

Типичные соединения фосфора:

ортофосфорная кислота H₃PO₄

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

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

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

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

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

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.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

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

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).

Реакция с щелочами

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

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

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.

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

• Ортофосфорная кислота - H₃PO₄ (соли - фосфаты PO₄ 3- )
• Метафосфорная кислота - HPO₃ (соли - метафосфаты PO₃ - )
• Фосфористая - H₃PO₃ (соли - фосфиты PO₃ 3- )
• Фосфорноватистая - H₃PO₂ (соли гипофосфиты - PO₂ 3- )

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

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

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

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

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.

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

Реакции с металлами

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

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

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.

Составить формулы соединений, в состав которых входят следующие элементы:углерод и кислород,водород и селен,кальций и азот.

Выбери по букве из каждого ряда так чтобы у тебя получилось слово к бо ркл ыаро жйкбх ёйблгш эхдьтфп решите пожалуйста !

В закрытом сосуде находиться 2 г водяного пара под давлением 50 кПа и при температуре 100 С. Не изменяя температуры, объем сосуда уменьшили в 4 раза. Найдите массу образовавшейся при этом воды

"до сих пор" - фразеологизм?

РЕШИТЕ ПЛИЗ, ОТВЕТОВ ИНТЕРНЕТЕ НЕТ,РЕШИТЕ ПЛИЗ, ОТВЕТОВ ИНТЕРНЕТЕ НЕТ, ТАК ЧТО КТО МОЖЕТ САМ РЕШИТЬ? Молекулы углекислого газа движутся со скоростями 393м/c. При какой температуре газа это происходит.

Соединения фосфора:

Содержание фосфора в земной коре составляет 0,08% по массе - это один из самых распространенных химических элементов на нашей планете. По причине своей высокой активности, фосфор в свободном состоянии в природе не встречается, но входит в состав почти 200 минералов, самыми распространенными из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃(OH) и фосфорит Ca₃(PO₄)₂.

Фосфор играет немаловажную роль в жизни животных, растений и человека - он входит в состав такого биологического соединения, как фосфолипид, также присутствует в белковых и других таких важнейших органических соединениях, как ДНК и АТФ.

Рис. Строение атома фосфора.

Атом фосфора содержит 15 электронов, и имеет схожую с азотом электронную конфигурацию внешнего валентного уровня (3s 2 3p 3 ), но у фосфора по сравнению с азотом менее выражены неметаллические свойства, что объясняется наличием свободной d-орбитали, большим радиусом атома и меньшей энергией ионизации.

Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом фосфора может проявлять степень окисления от +5 до -3 (наиболее характерна степень окисления +5, остальные встречаются достаточно редко).

• +5 - оксид фосфора P₂O₅(V); фосфорная кислота (H₃PO₄); фосфаты, галогениды, сульфиды фосфора V (соли фосфорной кислоты);
• +3 - P₂O₃(III); фосфористая кислота (H₃PO₃); фосфиты, галогениды, сульфиды фосфора III (соли фосфористой кислоты);
• 0 - P;
• -3 - фосфин PH₃; фосфиды металлов.

В основном (невозбужденном) состоянии у атома фосфора на внешнем энергетическом уровне находится два спаренных электрона на s-подуровне + 3 неспаренных электрона на p-орбиталях (d-орбиталь свободна). В возбужденном состоянии один электрон с s-подуровня переходит на d-орбиталь, что расширяет валентные возможности атома фосфора.

Рис. Переход атома фосфора в возбужденное состояние.

Два атома фосфора объединяются в молекулу P₂ при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P₄, а также в более устойчивых полимерных молекулах P_∞.

Аллотропные модификации фосфора:

• Белый фосфор - чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P₄O₆); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P₄, в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
• Желтый фосфор - огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
• Красный фосфор - полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида ("отсыревает"), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
• Черный фосфор - жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами - наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
• Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P₄). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P₄. Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других - восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов:
3Mg + 2P = Mg₃P₂.

Фосфор является восстановителем в реакциях:

• с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
  • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя
    4P + 3O₂ = 2P₂O₃
  • соединения фосфора (V) - при избытке: кислорода (воздуха)
    4P + 5O₂ = 2P₂O₅
• с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
  • 2P+3Cl₂(нед.) = 2PCl₃ - хлорид фосфора (III)
  • 2P+3S(нед.) = P₂S₃ - сульфид фосфора (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl₅ - хлорид фосфора (V)
  • 2P+5S(изб.) = P₂S₅ - сульфид фосфора (V)
• с концентрированной серной кислотой:
  2P+5H₂SO₄ = 2H₃PO₄+5SO₂↑+2H₂O
• с конецнтрированной азотной кислотой:
  P+5HNO₃ = H₃PO₄+5NO₂↑+H₂O
• с разбавленной азотной кислотой:
  3P+5HNO₃+2H₂O = 3H₃PO₄+5NO↑

Фосфор выступает одновременно и окислителем, и восстановителем в реакциях диспропорционирования с водными растворами щелочей при нагревании, образуя (кроме фосфина) гипофосфиты (соли фосфорноватистой кислоты), в которых проявляет нехарактерную для себя степень окисления +1:
4P 0 +3KOH+3H₂O = P -3 H₃↑+3KH₂P +1 O₂

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + P₂O₅.

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P₂O₅+5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

• производство удобрений;
• ядохимикатов;
• спичек;
• моющих средств;
• красок;
• полупроводников.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Фосфор и соединения

Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:

• белый;
• красный;
• чёрный.

Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P₄). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.

Рис. 1. Светящийся белый фосфор.

Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:

• фосфин;
• фосфорную кислоту;
• фосфиды;
• оксиды.

Фосфин (РН₃) – плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества – фосфор и водород.

Фосфорная или ортофосфорная кислота (H₃PO₄) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.

Фосфиды – соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.

Фосфор может образовывать два оксида – P₂O₃ и P₂O₅.

H₃PO₄ – кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.

Химические свойства

Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.

Вещество

Реакция

Особенности

Уравнение

При избытке O₂ образует оксид фосфора (V)

С галогенами и неметаллами

Не реагирует с водородом

Воспламеняется на воздухе

С галогенами и неметаллами

Проявляет свойства восстановителя

С активными металлами

Образует кислые или щелочные фосфаты

С галогенами и неметаллами

Медленно реагирует с холодной водой и быстро – с горячей

Реагирует с взрывом

Образуют гидроксиды металлов и фосфин

При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P₂O₃ образует красный фосфор, а P₂O₅ – оксид фосфора (III) и кислород.

Рис. 3. Красный фосфор.

Использование

Широкое применение имеют соединения фосфора:

• из фосфатов получают удобрения и моющие средства;
• фосфорная кислота используется для окрашивания ткани;
• оксид фосфора (V) осушает жидкости и газы.

Красный фосфор используется в производстве спичек и взрывчатых веществ.

Что мы узнали?

Фосфор – активный неметалл, реагирующий с простыми и сложными веществами. В результате реакций образует оксиды (III) и (V), фосфин, фосфорную кислоту и фосфиды. Соединения фосфора вступают в реакцию с металлами, неметаллами, кислотами, щелочами, водой. Фосфор и его соединения используются в промышленности и сельском хозяйстве.

Тест по теме

Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 156.

Не понравилось? - Напиши в комментариях, чего не хватает.

Содержание

1. Фосфор и соединения
2. Химические свойства
3. Использование
4. Что мы узнали?

• Тест по теме

• Неметаллы
• Химические свойства неметаллов
• Получение водорода
• Получение кислорода
• Химические свойства уксусной кислоты
• Аммиак
• Получение аммиака
• Окисление аммиака
• Фосфор Химические свойства фосфора
• Адсорбция
• Природные источники углеводородов
• Кристаллогидраты
• Круговорот азота в природе
• Круговорот углерода в природе
• Аллотропные модификации углерода
• Силикатная промышленность
• Сульфиды
• Сера
• Алкены
• Сероводород
• Озон
• Азот
• Раствор аммиака
• Кремний
• Оксид азота
• Химические свойства алканов
• Формула алканов
• Алканы
• Получение азотной кислоты
• Химические свойства кремния
• Соединения кремния
• Валентность кремния
• Непредельные углеводороды
• Предмет органической химии
• Азотная кислота
• Применение кислорода
• Химические свойства серной кислоты

показать все

По многочисленным просьбам теперь можно: сохранять все свои результаты, получать баллы и участвовать в общем рейтинге.

1. 1.
   Николь Пак 285
2. 2.
   Мария Уразовская 223
3. 3.
   Ангелина Ященко 201
4. 4.
   Светлана Бабенко 199
5. 5.
   Gleb Apple 182
6. 6.
   Морин Егор 170
7. 7.
   Катя Деева 164
8. 8.
   Никита Дейнеко 160
9. 9.
   Дима Карасев 108
10. 10.
    Елена Васильева 105

1. 1.
   Кристина Волосочева 19,120
2. 2.
   Ekaterina 18,721
3. 3.
   Юлия Бронникова 18,580
4. 4.
   Darth Vader 17,856
5. 5.
   Алина Сайбель 16,787
6. 6.
   Мария Николаевна 15,775
7. 7.
   Лариса Самодурова 15,735
8. 8.
   Liza 15,165
9. 9.
   TorkMen 14,876
10. 10.
    Влад Лубенков 13,530

Самые активные участники недели:

• 1. Виктория Нойманн - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.
• 2. Bulat Sadykov - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.
• 3. Дарья Волкова - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.

Три счастливчика, которые прошли хотя бы 1 тест:

• 1. Наталья Старостина - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.
• 2. Николай З - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.
• 3. Давид Мельников - подарочная карта книжного магазина на 500 рублей.

Карты электронные(код), они будут отправлены в ближайшие дни сообщением Вконтакте или электронным письмом.