Фосфор с хлором фосфор с магнием

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

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

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.

Типичные соединения фосфора:

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.

3. Красный и черный фосфор получают из белого 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:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

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:

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:

Серная кислота также окисляет фосфор:

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют фосфор:

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Или с гидроксидом кальция:

Всем доброго времени суток. Дорогие подписчики, извиняюсь, что давно не писал, загружен работушкой. Решил написать пост, пока горит . Всем, я думаю, приходится встречать особо упоротых личностей, которые верят бомжам в старых свитерах, бородочам в засаленых пиджаках и прочим личностям, если в телевизере (компухтере) внизу экрана написано "ученый". Что-то типа "Главный эксперт мира по рогам и копытам из алюминия, лауреат премии 50 рублей от соседнего ларька с морепродуктами. Верховный эльф, профессор Энштейнов Менделей Бутлерович". Он выдает аксиомы. А я- так, х*ня. Это же телевизер, а значит мобильники из плутония, и принимают сигнал с Нибиру. С такими я зарекся общаться. Но тут у меня один мой хороший знакомый спросил, где разжиться белым фосфором. Я, естественно, спросил зачем. Ответ убил. Намазаться и напугать родственников. Хотел бы я на это посмотреть. Напугать бы получилось 100%. Обьяснил, что нельзя, опасно, яд. Послушал рассказ о ручке с колпачком из фосфора который он грыз в школе. Еле отговорил его и вот пишу про фосфор. Извинения за длинное вступление, накипело, надеюсь будет интересно. Поехали.

Фосфор. Очень интересное вещество, очень распространенное в различных соединениях, очень интересеное по химическим и физическим свойствам ( о них поверхностно). Фосфор существует в нескольких аллотропических модификациях, основные - белый, красный, черный и металлический (есть и другие). При этом белый фосфор не устойчив, легко самовоспламеняется и светится. Широко применяют в разных сферах. Но для нас интересно то, что фосфор входит в состав средств убивания человеков, как массово ( смотрите пост про фосфороорганику), так и не очень массово ( различного рода зажигалки). Рассказ пойдет о белом фосфоре ( да, тот, который светится). В природе в чистом виде он не встречается из-за своей активности, но встечается в фосфорных боеприпасах ( на то они и фосфорные). По истене страшное оружие, запрещенное многими конвенциями и договорами. Как показывает практика- если нельзя, но очень хочется то можно. Поэтому фосфорные боеприпасы применялись и применяются ( без палева) во всех крупных вооруженных конфликтах. (кстати, белый фосфор входит в оригинальный рецепт коктейля Молотова). Это понятно, учитывая эффективность даже от психологического воздействия - взрыв страшно красив.

Основной поражающий фактор - это пламя, которое трудно потушить. Фосфор потухнет только когда догорит полностью или лишится кислорода. Температура горения может достигать 1200 градусов, следовательно, прожигает тело человека очень быстро и хорошо. Человек погибает от огня, но, к сожалению, это не все. Фосфор- сильный яд. При горении фосфора образуются газы, которые могут вызвать разной степени тяжести отравления. Белый фосфор быстро распространяется по организму, его доза в 0,15-0,3 грамма на килограмм смертельна. При попадании в желужочно-кишечный тракт есть положительный момент - светящаяся в темноте рвотная масса с запахом чеснока (надо было знакомому посоветовать проглотить маленько для большей красоты). Бонусом при применении фосфорных бомб так же идет концентрированая ортофосфорная кислота ( та которая в кока-коле) в виде аэрозоля, которая имеет свойства ирритантов - стернитов ( о них следующий пост), что, естественно, сводит к нулю адекватность действий по защите и тушению пожаров. Защита такая же, как и от любого другого зажигательного оружия (кроме термобарического, от него хер спасешься), то есть не допустить попадание на себя. А если уж не сложилось - "перекрыть кислород" ( хрен знает как, но написанно в умной книжке)- песок, земля, вода. Все как при тушении обычного огня, правда, сами понимаете, проблематично это на теле, а еще и в бою, да и быстро все ( с напалмом также) Бывало, что пораженные срезали кожу в месте горения, чем спасали себе жизнь.

Так как это не ОМП - разновидностей фосфорных боеприпасов много: авиабомбы, авиабаки, артиллерия, минометные мины, ракеты и даже ручные гранаты.

Когда я учился, нас учили себя тушить- стоишь в плащике от ОЗК, лето, жара, преподаватель нежно мажет тебе спинку напалмиком и поджигает, а ты еб*сь-тушись. Весело. Но не всегда и не у всех, с*ка, получалось. Не особо приятно.

Интересный момент про фосфор в пасти собаки в знаменитом рассказе у Артура Конан Доила. Книга классная, но в реале србачке бы было плохо. Если у вас дома есть светящиеся штуковины типа брелков ( знаю что правильно "брелоки", но бесит), фосфора там, скорее всего, нет и не было, это не практично. Если у вас есть дорогие, хорошие часы со светящимся циферблатом/стрелками - там фосфор, он опасен, присылайте их мне, я утилизирую. ШУТКА. Там тоже нет фосфора.

Красный фосфор

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:

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 о С. Он обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления до низших оксидов. Именно белый фосфор и был в своё время выделен Брандом.

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

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:

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:

При сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха) образуется оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р₂О₅:

б) в зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии фосфора с галогенами и серой образуются соответственно галогениды и сульфиды трех- и пятивалентного фосфора; например:

Следует отметить, что с йодом фосфор образует только соединение PI3.

Роль восстановителя фосфор играет в реакциях с кислотами-окислителями:

— с концентрированной азотной кислотой:

— с концентрированной серной кислотой:

С другими кислотами фосфор не взаимодействует.

При нагревании с водными растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию, например:

Кроме фосфина РН₃ в результате этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н₃РО₂ – гипофосфиты, в которых фосфор имеет характерную степень окисления +1.

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.

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:

Химические свойства

Кислотно – основные свойства

Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:

Соли фосфония образуются только с сильными кислотами:

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 о С самовоспламеняется на воздухе:

Фосфин восстанавливает соли некоторых малоактивных металлов до свободных металлов, например:

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на изображении записи фотография белого фосфора

Добро пожаловать на сайт! Здесь вы найдете самую полную информацию об истории химии и ее развитии как науки, а также интересные статьи о всех химических элементах известных на сегодняшний день и о соединениях, которые они образуют.

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.

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.

Читайте также: