Взаимодействие кислорода с фосфором и хлором

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.

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

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

1. Окисление кислородом воздуха:

2. Окисление галогенами:

При обычной температуре - белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р₄О₁₀. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ - самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н₂[НРО₃]

Является слабой кислотой.

1. Растворение Р₂О₃ в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl₃ + ЗН₂О = Н₂[НРО₃] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2Н₂[НРО₃] + 6HCl

При обычной температуре H₃PO₃ - бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно - и двухзамещенные фосфиты, например:

Кислота и ее соли - очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H₂SО₄ конц., К₂Сr₂O₂), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н₃РO₃ = ЗН₃РO₄ + РН₃

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°'С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Исходным сырьем для промышленного получения Н₃РO₄ служит природный фосфат Са₃(РO₄)₂:

I. 3-стадийный синтез:

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот - взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

В отличие от аниона NO₃ - в азотной кислоте, анион РO₄ 3- окисляющим действием не обладает.

Реактивом для обнаружения анионов РO₄ 3- (а также НРO₄ 2- , Н₂РO₄ - ) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров - нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Н₃РO₄ как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимость в воде

большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)

ОТЧЕТ
по лабораторной работе №3
на тему:

студент группы ТМ-1-71 ______________ Д.А. Саленко

(подпись)
Принял

преподаватель кафедры М и ЕНД ______________ Ю.А. Петренко

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1. Взаимодействие кислорода с серой.

Напишите уравнения реакций.

Затем мы опустим горящую серы в колбу с кислородом, сера начинает гореть ярким синим пламенем, в результате горения серы, выделился сернистый газ.

Кислород активно реагирует с серой путем поджигания серы на спиртовке с выделением сернистого газа.

ОПЫТ 2. Взаимодействие кремния с раствором щелочи.

Напишите уравнения реакций.
Si +2 NaOH + H ₂ O Na ₂ SiO ₃ +2H ₂
Запишите наблюдения:

Для опыта мы взяли аморфный кремний т.к он более химически активный и растёрли его в ступке добавляем к кремнию гидроксид натрия, реакция протекает слабо, но чтобы ускорить её мы нагреем пробирку. В результате реакции кремний реагирует с щелочью с выделением водорода в растворе образуется селикат натрия.

Водорода выделяется много. Мы можем поджечь газ на конце газоотводной трубки. В итоге мы видим бурную реакцию аморфного кремния с щелочью.
Вывод :

В результате данного опыта аморфный кремний бурно реагирует с щелочью путем поджигания выделяемого газа в ходе реакции.
ОПЫТ 3. Взаимодействие фосфора с кислородом.

Напишите уравнения реакций.
4P+5O₂ 2P₂O₅
Запишите наблюдения:

Возьмём красный фосфор который энергично сгорает в кислороде.

Подожжём порошок фосфора и опустим в колбу с кислородом.

В кислороде фосфор горит ослепительным белым пламенем и при этом выделяется белый дым-это оксид фосфора.
Вывод: _В_ходе_реакции_фосфора_с_кислородом_выделился_белый_дым_оксид_фосфора.ОПЫТ_4._Взаимодействие_хлора_с_фосфором.'>Вывод:

В ходе реакции фосфора с кислородом выделился белый дым оксид фосфора.
ОПЫТ 4. Взаимодействие хлора с фосфором.

Напишите уравнения реакций.
2P + 5CI₂ 2PCI₅
Запишите наблюдения:

Мы налили в сосуд хлор (ядовитый газ) мы добавляем красный фосфор в сосуд.

В результате чего в атмосфере хлора фосфор самовозгорается.

Мы видим дым в сосуде это продукты реакции хлорида с фосфором.
Вывод:

В результате этого опыта, мы убедились в том, что хлор активно взаимодействует с фосфором.

ОПЫТ 5. Взаимодействие железа с кислородом.
Напишите уравнения реакций.
3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄
Запишите наблюдения:

Мы берем железную проволоку и попробуем, раскалить её в этом нам поможет кусочек угля, разогреем его на спиртовке, а потом опустим железную проволоку в колбу с кислородом.

Чтобы колба не треснула на дно мы насыпали речной песок, в атмосфере кислорода уголь раскаляется и нагревает проволоку, железо загорается, разбрасывая яркие искры окалины.
Вывод:

В результате этого опыта мы увидели взаимодействие железа с кислородом, при котором железо путем нагрева в атмосфере кислорода разбрасывает яркие искры.

В лабораторной работе №3 почти все опыты происходят в среде кислорода.

Гидролиз фосфида кальция

Кусочки фосфида кальция вместе с остатками разбитой пробирки помещаем в кристаллизатор с водой. Сразу же начинается взаимодействие фосфида кальция с водой. Выделяется газ фосфин с примесями дифосфина (Р₂Н₄).

Происходит самовозгорание дифосфина. Фосфин также сгорает на воздухе с образованием фосфорного ангидрида (оксид фосфора (V)).

Оборудование: ступка фарфоровая с пестиком, кристаллизатор, пинцет.

Техника безопасности. Опыт проводить только под тягой, так как фосфин ядовит.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Горение белого фосфора под водой

Белый фосфор горит в кислороде. Удивительно, что это может происходить и под водой. Нагреем фосфор в пробирке с водой до начала плавления фосфора. Подадим кислород в пробирку с расплавленным фосфором. Соприкоснувшись с пузырьками кислорода, белый фосфор загорается.

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

Оборудование: газометр, стакан химический, пробирка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Качественная реакция на фосфат-ион

Фосфат натрия Na₃PO₄ содержит фосфат-ион — кислотный остаток фосфорной кислоты. К раствору фосфата натрия добавим нитрат серебра.

Na₃PO₄ + 3AgNO₃= Ag₃PO₄ ↓ +3 NaNO₃

Ион серебра и фосфат-ион образуют нерастворимое вещество желтого цвета ‑ фосфат серебра. Реакция образования желтого фосфата серебра ‑ качественная реакция на фосфат-ион, реакция, которая позволяет обнаружить фосфат-ион в растворе.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение фосфида кальция

Красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. В результате реакции образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета.

3Ca + 2P = Ca₃P₂

Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки.

Оборудование: штатив, трубка стеклянная, горелка, палочка стеклянная.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Опыт проводить под тягой.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Превращение красного фосфора в белый.

В одно колено сосуда Ландольта поместим немного красного фосфора. Закроем отверстие сосуда плотным комком ваты. Закрепим сосуд Ландольта в штативе. Нагреем колено. Через некоторое время наблюдаем, как белый фосфор конденсируется на холодных стенках второго колена. Цвет фосфора не белый, а оранжевый, что обусловлено примесями красного фосфора. После остывания сосуда опускаем в него металлическую проволоку. Частицы белого фосфора загораются на воздухе.

Оборудование: сосуд Ландольта, горелка, штатив, вата.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. После проведения опыта залить сосуд Ландольта насыщенным раствором медного купороса.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Распознавание растворов фосфата натрия, нитрата аммония и нитрата натрия (практическая работа).

В пронумерованных колбах растворы фосфата натрия Na₃PO₄, нитрата аммония NH₄NO₃ и нитрата натрия NaNO₃. Отбираем пробы растворов. Лакмусовая бумажка должна стать красной в растворе нитрата аммония. Соль сильной кислоты и слабого основания ‑ нитрат аммония ‑ гидролизуется с образованием кислоты. В колбе номер два – нитрат аммония. Раствор нитрата серебра AgNO₃ поможет определить, в какой из оставшихся двух пробирок находится фосфат натрия. Нитрат серебра с фосфатом натрия образует желтый нерастворимый фосфат серебра.

3AgNO₃ + Na₃PO₄ = 2NaNO₃ + Ag₃PO₄ ↓

В колбе номер три – фосфат натрия. Осталось убедиться в том, что в колбе номер один – нитрат натрия. К пробе раствора из этой колбы добавляем немного концентрированной серной кислоты, кусочек медной стружки и нагреваем. Образуется голубой раствор нитрата меди и выделяется бурый диоксид азота.

В колбе номер один ‑ действительно нитрат натрия.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, держатель для пробирок, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра. Особо осторожно обращаться с концентрированной серной кислотой. Не вдыхать выделяющиеся оксиды азота.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Свечение белого фосфора в темноте

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

Оборудование: фильтровальная бумага, кисточка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора

Красный фосфор – это порошок. Белый фосфор – воскообразное вещество. Белый и красный фосфор – аллотропные модификации фосфора. (Как алмаз и графит – модификации углерода). Под действием света белый фосфор превращается в красный, поэтому для хранения белого фосфора используют емкости темного стекла. Белый фосфор хранят под водой, во избежание окисления. Покажем, что белый фосфор более активен, чем красный. Попробуем поджечь белый и красный фосфор в одинаковых условиях. На металлической пластине в равном удалении от горелки разместим белый и красный фосфор.

Условия для этих веществ одинаковы. Температура воспламенения белого фосфора – 36- 60 градусов (зависит от концентрации кислорода). В то время как температура воспламенения красного фосфора – 240 градусов. Через короткое время белый фосфор загорается.

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

С красным фосфором ничего не происходит. Мы увидели, что аллотропные модификации фосфора имеют не только разные физические свойства, но и разную химическую активность. Внимание! Белый фосфор — ядовитое вещество.

Белый фосфор настолько активен, что может загореться прямо на коже.

Оборудование: тигельные щипцы, металлическая линейка, шпатель, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага, горелка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Белый фосфор ядовит. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Взаимодействие красного фосфора с хлором

Горение красного фосфора

Красный фосфор и бертолетова соль

Описание презентации по отдельным слайдам:

Фосфор был открыт немецким алхимиком X. Брэндом в 1669 г. Позже А. Лавуазье доказал, что фосфор самостоятельный химический элемент. Ж. Пруст и М. Клапорт установили его широкое распространение в земной коре, в основном в виде фосфата кальция.

Положение фосфора в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома. период группа порядковый номер Р неметалл 15 3 VA +15 3 2 5 1s2 2s2 2p6 8 3s2 3p3 3d0 Строение электронной оболочки атома можно изображать графически с помощью квантовых ячеек. Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и по орбиталям. 1s22s22p63s23p3 валентные электроны

Сравнение строения атома азота и фосфора N P +7 +15 ) ) ) ) ) 2 2 5 8 5 Для азота, атомы которого не имеют близких по значению энергии вакантных d-орбиталей, валентность равна IV 1s2 2s2 1s2 2s2 2p3 3p3 2p6 3s2 3d 0 1s2 1s2 2s2 2s2 2p3 2p6 3s2 3p3 В атоме фосфора и других элементов VA группы появляются пять вакантных d-орбиталей, на которые и могут перейти в результате распаривания спаренные s-электроны внешнего уровня, валентность - V :

Нахождение в природе Содержание фосфора в земной коре составляет 0,093%. В природе фосфор встречается только в виде соединений, главным образом апатитов, фосфоритов.

Аллотропные модификации фосфора фосфор белый фосфор черный фосфор красный

Белый фосфор - твердое кристаллическое вещество, плотность его 1,82 г/см3. На воздухе самовоспламеняется, в темноте светится. Получают быстрым охлаждением паров фосфора. Очень ядовит. Красный фосфор - порошок темно-красного цвета, плотность его 2,2 г/см3. Получают длительным нагреванием белого фосфора без доступа воздуха при температуре 250-300°С. По своим свойствам отличается от белого, не ядовит. Черный фосфор - твердое вещество, плотность его 2,7 г/см3. Образуется при нагревании белого фосфора при температуре 200 °С под высоким давлением. Используется в производстве спичек, снарядов и т. д.

Получение фосфора Свободный фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком: Ca3(PO4)2 +3SiO2 +5C = 2P +3CaSiO3 +5CO

Химические свойства фосфора P0 P + O2 (S, Cl2) P+5 (P+3) восстановитель окислитель P + Ме P–3 1) с кислородом 2) с серой II. Взаимодействие фосфора с металлами 3) с хлором I. Взаимодействие фосфора с неметаллами III. Взаимодействие фосфора со сложными веществами

I. Взаимодействие фосфора с неметаллами Составьте уравнения реакций взаимодействия фосфора с кислородом, серой, хлором. Назовите окислитель и восстановитель. P0 + O20 = P2+5O5–2 P0 –5e → P+5 5 4 O20 + 4e → 2O–2 4 5 4 5 2 Р0 – восстановитель, процесс окисления; О20 – окислитель, процесс восстановления Опыт №1 Опыт №2 При окислении фосфора в недостатке кислорода образуется Р2О3 4P0 +3O20 =2P2+5O3–2 Взаимодействие фосфора с кислородом

Так же, как с кислородом, фосфор реагирует и с другим халькогеном – серой: P0 + S0 = P2+3S3–2 P0 – 3e → P+3 3 2 S0 + 2e → S–2 2 3 4 3 2 Р0 – восстановитель, процесс окисления; S0 – окислитель, процесс восстановления P0 + S0 = P2+5S3–2 P0 – 5e → P+3 5 2 S0 + 2e → S–2 2 5 4 5 2 Р0 – восстановитель, процесс окисления; S0 – окислитель, процесс восстановления

P0 + Cl20 = P+3Cl3–1 P0 + Cl20 = P+5Cl5–1 P0 –3e → P+3 3 2 Cl20 + 2e → 2Cl–1 2 3 5 2 P0 –5e → P+5 5 2 Cl20 + 2e → 2Cl–1 2 5 2 2 3 При пропускании хлора через трубку с красным фосфором в приемнике собирается бесцветная жидкость – хлорид фосфора (III). В избытке хлора фосфор сгорает бледно-зеленым пламенем с образованием хлорида фосфора (V), которые при охлаждении конденсируются в светло-желтые кристаллы. Р0 – восстановитель, процесс окисления; Cl20 – окислитель, процесс восстановления Р0 – восстановитель, процесс окисления; Cl20 – окислитель, процесс восстановления Опыт 2

III. Взаимодействие фосфора со сложными веществами: С концентрированными кислотами (азотной и серной); 2. Раствором щелочи; 3. Хлоратом калия. Концентрированные азотная и серная кислоты окисляют фосфор до фосфорной кислоты: P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O 2P + 5H2SO4= 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O 2. Фосфор, особенно легко белый, вступает в реакцию с горячим раствором щелочи: 4P + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2 гипофосфит натрия 3. В роли окислителя фосфора может быть бертолетова соль (хлорат калия): 6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5 опыт опыт

III. Взаимодействие фосфора с металлами Взаимодействие фосфора с кальцием Опыт Составьте уравнение реакции взаимодействия фосфора с кальцием, назовите окислитель и восстановитель. P0 + Ca0 = Ca3+2P2–3 P0 + 3e → P–3 3 2 Ca0 — 2e → Ca+2 2 3 2 3 Р0 – окислитель, процесс восстановления; Cа0 – восстановитель, процесс окисления.

Применение фосфора 1 2 7 8 9 3 6 4 5 Белый фосфор применяется для получения красного фосфора Фосфор применяется для получения фосфорных кислот и их производных. Основная область применения красного фосфора – производство спичек Фосфор применяется как раскислитель и компонент некоторых металлических сплавов Производство лекарственных препаратов Средства борьбы с вредителями сельского хозяйства Производство моющих средств Органический синтез Р2О5 как осушитель газов и жидкостей

Казахстан по запасам фосфора занимает второе место в мире после США. В горах Каратау в Южном Казахстане имеются крупные месторождения фосфора (Аксай, Жанатас) . По качеству и мощности эти месторождения не имеют себе равных. Месторождения фосфоритов встречаются также на территории Актюбинской области, в верхнем течении реки Эмба. Применение Фосфора. Основная масса производимого Фосфора в Казахстане перерабатывается в фосфорную кислоту и получаемые на ее основе фосфорные удобрения и технические соли (фосфаты). Белый Фосфор используется в зажигательных и дымовых снарядах, бомбах; красный Фосфор - в спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель. Введение до 1% Фосфор увеличивает жаропрочность таких сплавов, как фехраль, хромаль. Фосфор в организме. Фосфор - один из важнейших биогенных элементов, необходимый для жизнедеятельности всех организмов. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных, а также входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, фосфорных эфиров углеводов, многих ферментов и других органических соединений.

Рост производства фосфорной продукции в Казахстане В число крупнейших продуцентов фосфорной продукции Казахстана входят АО “Новоджамбульский фосфорный завод” и “Таразский завод”. Новоджамбульский завод сейчас имеет годовые мощности (тыс.т): по выпуску жёлтого фосфора - 80, триполифосфата натрия - 120, фосфорной кислоты - 120. Таразский завод имеет возможность выпускать 180 тыс.т фосфорных удобрений в год. Повышение экспортного и внутреннего спроса на казахстанскую фосфорную руду вызовет рост её добычи в стране до 1.5 - 5.0 млн т в год.

Выберите книгу со скидкой: