Най-близкият източник на камък, съдържащ фосфин, беше посочено на картите и Дейвид изпрати работна група от сини и зелени конници там, за да започне подготовката на огнения камък.

Сега те знаеха всички трикове на врага, научиха се да оценяват характеристиките на атаките, научиха как да запазят силата на конници и животни, как да се предпазят от изпарения фосфини удари на нишки.

Пожарни струи фосфин, изригнато от драконите, образува непрекъснато променящ се модел от светлина във въздуха.

Конниците открили находища фосфинна плато някъде между река Малай и Садрид.

Докато драконът позиционираше обемистото си тяло на такова неподходящо място за кацане, широките му криле разнасяха миризмата из двора фосфинвъздух.

После изми вонящото фосфинпанталони и риза и ги изсуших на слънце, като ги окачих в храстите.

Когато Jaxom влезе в стаята си на път да промени вонящото фосфинлетателен костюм, той улови погледа си върху скицата на залива, все още поставена на работната маса.

Джаксом пъхна порцията си в устата на Рут и както винаги, изпитвайки вътрешен трепет, започна да слуша как мощните зъби на дракона смазват богатите фосфинкамък.

Степен на окисление при PH3

Обща информация за фосфина и степента на окисление в PH3

Брутната формула е PH3 (структурата на молекулата е показана на фиг. 1). Моларната маса на фосфина е 34,00 g/mol.

Значението на думата фосфин

1. Структурата на молекулата на фосфина, посочваща ъгъла на свързване и дължината на химичната връзка.

При ниски температури образува твърд кларат 8PH3×46H2O. Плътност - 1.5294 g/l. Точка на кипене - (-87.42oC), точка на топене - (-133.8oC).

В ORR е силен редуциращ агент, окислява се от концентрирани сярна и азотна киселина, йод, кислород, водороден прекис, натриев хипохлорит. Донорните свойства са много по-слабо изразени от тези на амоняка.

PH3, степени на окисление на елементите в него

За да определите степента на окисление на елементите, които съставляват фосфина, първо трябва да разберете за кои елементи тази стойност е точно известна.

Фосфинът е тривиалното наименование на фосфорния хидрид, а както е известно, степента на окисление на водорода в хидридите е (+1). За да намерим степента на окисление на фосфора, ние приемаме неговата стойност като „x“ и я определяме с помощта на уравнението за електрическа неутралност:

x + 3×(+1) = 0;

Това означава, че степента на окисление на фосфора във фосфина е (-3):

Примери за решаване на проблеми

3. Молекули. Химическа връзка. Структура на веществата

Химическите частици, образувани от два или повече атома, се наричат молекули(реално или условно формулни единицимногоатомни вещества). Атомите в молекулите са химически свързани.

Химичното свързване се отнася до електрическите сили на привличане, които държат частиците заедно. Всяка химична връзка в структурни формулиИзглежда валентна линияНапример:

H–H (връзка между два водородни атома);

H3N – H+ (връзка между азотния атом на амонячната молекула и водородния катион);

(K+) – (I-) (връзка между калиев катион и йодиден йон).

Химическата връзка се образува от двойка електрони (), която в електронните формули на сложни частици (молекули, сложни йони) обикновено се заменя с валентна характеристика, за разлика от собствените, самотни електронни двойки атоми, например:

Химическата връзка се нарича ковалентен,ако се образува чрез споделяне на двойка електрони с двата атома.

В молекулата F2 и двата флуорни атома имат еднаква електроотрицателност, следователно притежаването на електронна двойка е еднакво за тях. Такава химична връзка се нарича неполярна, тъй като всеки флуорен атом електронна плътносте същото в електронна формуламолекулите могат условно да бъдат разделени по равно между тях:

В молекулата на хлороводорода HCl химическата връзка вече е полярен,тъй като електронната плътност на хлорния атом (елемент с по-висока електроотрицателност) е значително по-висока, отколкото на водородния атом:

Ковалентна връзка, например H–H, може да се образува чрез споделяне на електроните на два неутрални атома:

H · + · H > H – H

H H

Този механизъм на образуване на връзка се нарича обменили еквивалентен.

Съгласно друг механизъм, същата ковалентна H – H връзка възниква, когато електронната двойка на хидридния йон H се споделя от водородния катион H+:

H+ + (:H)- > H – H

H H

Катионът Н+ в този случай се нарича акцепторанион Н – донорелектронна двойка. Механизмът на образуване на ковалентна връзка ще бъде донор-акцептор,или координация.

Нар. единични връзки (H – H, F – F, H – CI, H – N). а-облигации,те определят геометричната форма на молекулите.

Двойните и тройните връзки () съдържат един?-компонент и един или два?-компонента; ?-компонентът, който е основен и условно образуван пръв, винаги е по-силен от ?-компонентите.

Физическите (всъщност измерими) характеристики на химичната връзка са нейната енергия, дължина и полярност.

Енергия на химичната връзка (д sv) е топлината, която се отделя при образуването на дадена връзка и се изразходва за разрушаването й. За едни и същи атоми винаги има единична връзка по-слаботколкото кратно (двойно, тройно).

Дължина на химичната връзка (лсв) – междуядрено разстояние. За едни и същи атоми винаги има единична връзка повече време, отколкото кратно.

Полярносткомуникацията се измерва електрически диполен момент p– произведението на реалния електрически заряд (на атомите на дадена връзка) по дължината на дипола (т.е.

Фосфор. Фосфин

дължина на комуникацията). Колкото по-голям е диполният момент, толкова по-висока е полярността на връзката. Реалните електрически заряди на атомите в ковалентна връзка винаги са по-ниски от степента на окисление на елементите, но съвпадат по знак; например за връзката H+I-Cl-I реалните заряди са H+0'17-Cl-0'17 (биполярна частица или дипол).

Молекулярна полярностопределени от техния състав и геометрична форма.

Неполярни (p = O) ще бъде:

а) молекули простовещества, тъй като съдържат само неполярни ковалентни връзки;

б) многоатоменмолекули комплексвещества, ако тяхната геометрична форма симетричен.

Например молекулите CO2, BF3 и CH4 имат следните посоки на равни (по дължина) вектори на връзката:

При добавяне на вектори на връзки, тяхната сума винаги отива до нула и молекулите като цяло са неполярни, въпреки че съдържат полярни връзки.

Полярна (стр> O) ще бъде:

а) двуатомнамолекули комплексвещества, тъй като те съдържат само полярни връзки;

б) многоатоменмолекули комплексвещества, ако тяхната структура асиметрично,тоест тяхната геометрична форма е или непълна, или изкривена, което води до появата на общ електрически дипол, например в молекулите NH3, H2O, HNO3 и HCN.

Сложните йони като NH4+, SO42- и NO3- по принцип не могат да бъдат диполи, те носят само един (положителен или отрицателен) заряд.

Йонна връзкавъзниква по време на електростатичното привличане на катиони и аниони без почти никакво споделяне на двойка електрони, например между K+ и I-. Калиевият атом има липса на електронна плътност, докато йодният атом има излишък. Тази връзка се разглежда екстремнислучай на ковалентна връзка, тъй като двойката електрони практически е в притежанието на аниона. Тази връзка е най-характерна за съединения на типични метали и неметали (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) и вещества от класа на солите (NaNO3, K2SO4, CaCO3). Всички тези съединения при стайни условия са кристални вещества, които се наричат ​​общо йонни кристали(кристали, изградени от катиони и аниони).

Известен е и друг вид връзка, т.нар метална връзка,в който валентните електрони са толкова слабо задържани от метални атоми, че всъщност не принадлежат към определени атоми.

Металните атоми, оставени без външни електрони, явно принадлежащи към тях, стават, така да се каже, положителни йони. Те образуват метална кристална решетка.Наборът от социализирани валентни електрони ( електронен газ)държи положителните метални йони заедно и в специфични места на решетката.

Освен йонни и метални кристали има и атоменИ молекулярнокристални вещества, в чиито места на решетка има съответно атоми или молекули. Примери: диамантът и графитът са кристали с атомна решетка, йодът I2 и въглеродният диоксид CO2 (сух лед) са кристали с молекулярна решетка.

Химичните връзки съществуват не само вътре в молекулите на веществата, но могат да се образуват и между молекули, например за течен HF, вода H2O и смес от H2O + NH3:

Водородна връзкасе образува поради силите на електростатично привличане на полярни молекули, съдържащи атоми на най-електроотрицателните елементи - F, O, N. Например, водородни връзки присъстват в HF, H2O и NH3, но не са в HCl, H2S и PH3 .

Водородните връзки са нестабилни и се разрушават доста лесно, например, когато ледът се топи и водата кипи. Въпреки това, известна допълнителна енергия се изразходва за разкъсване на тези връзки и следователно температурите на топене (Таблица 5) и точките на кипене на веществата с водородни връзки

(например HF и H2O) са значително по-високи, отколкото за подобни вещества, но без водородни връзки (например HCl и H2S, съответно).

Много органични съединения също образуват водородни връзки; Водородното свързване играе важна роля в биологичните процеси.

Примери за задачи от част А

1. Веществата само с ковалентни връзки са

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. Ковалентна връзка

2. единичен

3. удвоявам

4. утроявам

присъстващи в веществото

5. В молекулите съществуват множество връзки

6. Частиците, наречени радикали, са

7. Една от връзките се образува по донорно-акцепторен механизъм в набор от йони

8. Най-издръжливИ късвръзка – в молекула

9. Вещества само с йонни връзки – в комплекта

10–13. Кристална решетка на материята

1) метал

3) атомен

4) молекулярен

Фосфорни съединения.

R-3. Металните фосфиди са йонни ковалентни съединения. Фосфидите на s-метали (с изключение на Be) и лантанидите са съединения, подобни на йонни соли, лесно се хидролизират от вода и киселини: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Фосфидите на d-елементите са металоподобни химически инертни съединения. Изключение правят фосфидите на метали от групи I и II, странични подгрупи, които също са солеви, но с голяма добавка на ковалентност. Фосфорът не образува устойчиви съединения с антимон, бисмут, олово и живак.

Съединението на фосфор и водород се нарича фосфороводород, въпреки че електроотрицателността на тези елементи е почти еднаква. Съединението има формула PH3 и се нарича фосфин. Това е изключително отровен газ с неприятна миризма на чесън, точка на кипене = -88°C. Няма водородни връзки между фосфинови молекули в течност и между вода и фосфинови молекули по време на разтваряне, следователно точката на кипене е ниска и фосфинът практически не се разтваря във вода. Молекулата е пирамида с фосфорен атом на върха и ъгъл от 93,5° между P-H връзките, което показва липсата на хибридизация на фосфорните атомни орбитали по време на образуването на това съединение. Връзките се образуват от почти чисти p-орбитали. Несподелената електронна двойка на фосфора остава в 3s орбитала, така че фосфинът е слаба основа и като цяло слаб комплексообразуващ агент. Фосфониевият катион се образува само с най-силните киселини в безводна среда (HJ, HClO4, HBF4), например PH3 + HJ = PH4J. Водата лесно разлага фосфониевите соли. Фосфинът проявява силни редуциращи свойства: PH3 + 2O2 = H3PO4 (при 150°C тази реакция протича експлозивно), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O = H2(PHO3) + 6HJ. Синтезът на фосфин от прости вещества не може да се извърши, тъй като P-H връзката не е достатъчно силна поради дължината си и поради незначителния принос на електростатичния компонент. Следователно фосфинът се получава чрез хидролиза на метални фосфиди или разтваряне на фосфор в основа (реакциите са дадени по-горе).

Основните съединения на фосфора в неговите положителни степени на окисление са оксиди, кислородсъдържащи киселини и халогениди. Препоръчително е да ги разгледате отделно.

Фосфорни оксиди– Р4О6 и Р4О10 са киселинни оксиди, имат молекулен строеж, твърди вещества (tтопят(Р4О6)=23,8°С, молекулярната модификация Р4О10 сублимира при 3590С, а полимерната модификация се топи при 580°С), и двете се разтварят във вода, давайки хидроксиди, които са киселини, съответно фосфорна и ортофосфорна. Фосфорният (V) оксид е много хигроскопичен, абсорбира влагата от въздуха, поради което се използва като десикант, а също и като средство за отстраняване на водата: P2O5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, което произвежда метафосфорна киселина или полифосфорни киселини - (HPO3 )3-4. Фосфорният (III) оксид, в който фосфорът е в междинно състояние на окисление, е способен на допълнителни окислителни реакции и реакции на диспропорциониране, например: P4O6 + 2O2 = P4O10 P4O6 + 6H2O (hor) = 3H3PO4 + PH3, при 210°C в в атмосфера на H2 възниква реакцията 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. Фосфорният (V) оксид няма окислителни свойства, но сам по себе си може да бъде получен чрез окисление на фосфор при безводни условия, например по време на термично разлагане на определени соли: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Кислородни киселини на фосфора.Разнообразието от кислородни киселини на фосфора се дължи на следните причини: 1. Валентността на фосфора може да бъде III или V. 2. В случай на валентност V е възможно образуването на орто и мета киселини, които се различават по броя на прикрепени водни молекули. 3. Във всички хидроксиди фосфорът показва координационно число 4, такива хидроксиди са по-стабилни за него; ако няма достатъчно кислородни атоми, тогава се образува P-H връзка ((HO) 2PHO, а не P (OH) 3, и т.н.). 4. Фосфорните киселини са склонни да образуват линейни или циклични полимери. 5. При определени условия е възможно образуването на P-R връзка. 6. Както при всички хидроксиди, по-нататъшното окисление води до образуването на пероксокиселини. Нека представим структурата и свойствата на най-известните фосфорни киселини.

H3PO4 – ортофосфорна киселина.Това е триосновна киселина, средна на дисоциация в първия етап (Ka = 7.52.10-3) и слаба в другите два етапа. В безводно състояние образува прозрачни хигроскопични кристали с точка на топене = 42°C. Разтваря се във вода във всяка концентрация. Ортофосфорната киселина се получава чрез разтваряне на фосфорен (V) оксид във вода, чрез изгаряне на фосфин, чрез окисляване на всякакви форми на фосфор в кисела среда, чрез хидролиза на бинарни съединения на фосфор (V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S. Промишлеността използва метода за изгаряне на фосфор с последващо разтваряне на оксида, както и изместването на ортофосфорната киселина от калциев фосфат с концентрирана сярна киселина при нагряване: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Тази киселина съответства на три серии соли - средни (фосфати или ортофосфати) и киселинни (хидрогенфосфати и дихидрогенфосфати). Фосфатите и хидрофосфатите на всички метали, с изключение на натрий, калий, рубидий и цезий, са неразтворими във вода. Дихидрогенфосфатите са разтворими. Разтворимите фосфати претърпяват силна хидролиза при аниона; най-високата константа на хидролиза се характеризира с фосфатния анион, а най-малката - с дихидрогенфосфата. Хидролизата при аниона води до алкална среда на солни разтвори. Киселинните аниони, едновременно с хидролизата, участват в дисоциационното равновесие, което води до кисела среда на разтвора, за дихидроген фосфат в по-голяма степен, за хидроген фосфат в по-малка степен. В резултат на тези процеси разтворът на натриевия дихидрогенфосфат има слабо кисела среда, разтворът на хидрогенфосфата има слабо алкална среда, а разтворът на фосфата има силно алкална среда. Амониевият фосфат, като сол, образувана от слаба киселина и основа, се разлага напълно от водата. Ортофосфатите се топят без разлагане при много високи температури. Хидрофосфатите дават дифосфати при нагряване: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. При нагряване дихидрогенфосфатите се превръщат в полиметафосфати: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Фосфатите нямат силни окислителни свойства, но могат да бъдат редуцирани от въглерод при нагряване. В присъствието на силициев диоксид тази реакция води до получаване на фосфор (уравнението на реакцията е дадено); в отсъствието на SiO2 процесът протича по следния начин: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. Нагряването на амониев фосфат води до постепенна загуба на амонячни молекули, като в крайна сметка се образува полиметафосфорна киселина при температури над 300°C.

Когато ортофосфорната киселина се дехидратира, се образуват кондензирани фосфорни киселини, които съдържат един или повече мостови кислородни атоми. В този случай се образуват верижни, циклични и смесени структури. Нека да разгледаме най-простите от тях.

Дифосфорна (пирофосфорна) киселина – H4P2O7.Получава се чрез нагряване на ортофосфорна киселина до 2000C. В безводно състояние това са безцветни кристали с точка на топене = 61°C, които са силно разтворими във вода с образуването на много по-силна киселина от фосфорната киселина. Тази киселина е особено силна в първите два етапа. Всяка кондензирана киселина е по-силна от една киселина, тъй като нейната дисоциация произвежда по-стабилен анион. Разтворите на пирофосфорна киселина са нестабилни, тъй като при постепенно добавяне на водна молекула се образуват две молекули ортофосфорна киселина. По-стабилни соли са пирофосфатите, които, както вече беше споменато, могат да бъдат получени чрез нагряване на хидрогенфосфати.

Метафосфорни киселини – (HPO3)x, където x=3,4,6.Циклични кондензирани киселини, съдържащи цикъл от редуващи се фосфорни и кислородни атоми. Получават се чрез разтваряне на фосфорен (V) оксид в ортофосфорна киселина, както и чрез нагряване на пирофосфорна киселина до 300°C: 3H4P2O7 = 2(HPO3)3 + H2O. Всички метафосфорни киселини са много силни, за триметафосфорната киселина Ka2 = 0,02. Всички тези киселини също постепенно се превръщат в ортофосфорна киселина във воден разтвор. Техните соли се наричат ​​съответно три-, тетра- и хексаметафосфати.

Чрез окисление на фосфорен (V) оксид може да се получи пероксофосфорна киселина: P4O10 + 4H2O2 + 2H2O = 4H3PO5.

Фосфорна (хипофосфорна) киселина H4P2O6има R-R връзка. Структурната формула може да бъде представена като (OH)2OP-PO(OH)2.

Свойства на фосфина

От формулата става ясно, че валентността на фосфора е 5, а степента на окисление +4 е формална стойност, свързана с наличието на връзки между еднакви атоми. Това е четириосновна киселина, чиято сила съответства на фосфорната киселина. Получава се по реакцията: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 и се отделя от разтвора под формата на дихидрат с точка на топене = 62°C. В кисел разтвор се диспропорционира на ортофосфорна и фосфорна киселина.

Фосфорна киселина H3PO3 или H2.Това е двуосновна киселина със средна сила, в безводно състояние е твърдо вещество с точка на топене 74°C. Получава се чрез хидролиза на фосфорни (III) халогениди, както и чрез окисляване на бял фосфор с хлор под вода: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. Както бе споменато по-горе, съединението със състав P(OH)3 е по-малко стабилно, така че изомеризацията настъпва с образуването на P-H връзка, която вече не се дисоциира във воден разтвор. Солите на фосфорната киселина се наричат ​​фосфити, киселинните соли се наричат ​​хидрофосфити. Повечето фосфити (с изключение на соли на алкални метали) са неразтворими във вода. Както всички съединения на фосфор (III), фосфорната киселина е силен редуциращ агент; тя се окислява до фосфорна киселина от халогени, азотен диоксид и други окислители, а също така редуцира нискоактивни метали от разтвор на техните соли, например: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓ При нагряване се диспропорционира: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Фосфорна (фосфинова) киселина H3PO2 или H.Това е твърдо вещество с точка на топене = 26,5°C, чийто воден разтвор е доста силна (Ka = 7,9 .10-2) едноосновна киселина. Фосфорът в това съединение също има пет връзки, две от които са с водородни атоми. Само H-O връзката претърпява дисоциация. Формалното състояние на окисление на фосфора в това съединение е +1. Хипофосфорната киселина и нейните соли, хипофосфитите, са силни редуциращи агенти. Металните катиони, дори тези в серията на напрежение преди водорода, могат да се редуцират до метал: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2+ Ni↓. При нагряване фосфорната киселина диспропорционира: 3H = PH3 + 2H2. С повишаването на температурата е доказано също, че фосфорната киселина се разлага на фосфорна киселина и фосфин. Хипофосфитите на алкални и алкалоземни метали се получават при взаимодействието на фосфор и алкали (виж по-горе). Окисляване на фосфин с мек окислител: PH3 + SO2 = H + S↓ (катализатори - живак и следи от вода).

Фосфорни халиди PX3 и PX5.Всички фосфорни халиди са известни с изключение на PJ5. В случая на фосфор (III) това са пирамидални молекули с фосфорен атом на върха и с ъгли между P-X връзките, равни на 100°. Фосфорните (V) халогениди са тригонални бипирамиди с sp3d хибридизация на фосфорните атомни орбитали. И двата фосфорни флуорида са газове при нормални условия, PCl3 и PBr3 са течности, а трийодидът, пентахлоридът и пентабромидът са твърди вещества. Последните две съединения са соли с комплексни йони PCl5: +-, PBr5: +Br-. При нагряване и двете съединения се отделят от халогенна молекула и се превръщат в трихалид. Фосфорните халогениди се получават чрез директен синтез. Само PF3 – индиректно: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Всички фосфорни халиди са обект на хидролиза, а трихалидите също са способни на окисление: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 - фосфорен оксихлорид, може да се получи и чрез други реакции: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3. Трихалидите също добавят сяра: PCl3 + S = PSCl3. В неводни разтвори са възможни следните реакции: KF + PF5 = K HF(течност) + PF5 = H – хексафлуорофосфорна киселина, стабилна само във воден разтвор, сравнима по сила с перхлорната киселина.

Предишна567891011121314151617181920Следваща

ВИЖ ПОВЕЧЕ:

Фосфин. Фосфорни оксиди и фосфорни киселини: свойства, получаване.

Думата фосфин

Медицинско и биологично значение на фосфора.

Фосфинът (фосфид, фосфорен хидрид, по номенклатурата на IUPAC - фосфан PH3) е безцветен, силно отровен, доста нестабилен газ (при нормални условия) със специфична миризма на гнила риба.

Физични свойства

Безцветен газ. Разтваря се слабо във вода и не реагира с нея. При ниски температури образува твърд клатрат 8РН3·46Н2О. Разтворим в бензен, диетилов етер, въглероден дисулфид. При −133,8 °C образува кристали с лицево-центрирана кубична решетка.

Молекулата на фосфина има формата на триъгълна пирамида с молекулярна симетрия C3v (dPH = 0.142 nm, HPH = 93.5o). Диполният момент е 0,58 D, значително по-нисък от този на амоняка. Водородната връзка между молекулите на PH3 практически не се наблюдава и следователно фосфинът има по-ниски точки на топене и кипене.

]Касова бележка

Фосфинът се получава чрез взаимодействие на бял фосфор с гореща основа, например:

Може да се получи и чрез третиране на фосфиди с вода или киселини:

При нагряване хлороводородът реагира с бял фосфор:

Разлагане на фосфониев йодид:

Разлагане на фосфонова киселина:

или възстановяването му:

Химични свойства

Фосфинът е много различен от своя аналог амоняк. Неговата химическа активност е по-висока от тази на амоняка, той е слабо разтворим във вода, тъй като основата е много по-слаба от амоняка. Последното се обяснява с факта, че Н-Р връзките са слабо поляризирани и активността на несподелената двойка електрони във фосфора (3s2) е по-ниска от тази на азота (2s2) в амоняка.

При липса на кислород, когато се нагрява, той се разлага на елементи:

спонтанно се запалва във въздуха (в присъствието на дифосфинови пари или при температури над 100 °C):

Показва силни възстановителни свойства:

Когато взаимодейства със силни протонни донори, фосфинът може да произведе фосфониеви соли, съдържащи PH4+ йон (подобно на амония). Фосфониевите соли, безцветни кристални вещества, са изключително нестабилни и лесно се хидролизират.

Фосфиновите соли, като самия фосфин, са силни редуциращи агенти.

Токсичност

Фосфинът е силно токсичен, засяга нервната система и нарушава метаболизма. MPC = 0,1 mg/m³. Миризмата се усеща при концентрация от 2-4 mg/m³; продължителното вдишване при концентрация от 10 mg/m³ е фатално. В човешката кръв съдържанието на фосфин е не повече от 0,001 mg/m³.

Известни са следните фосфорни оксиди:

Фосфорният (III) оксид е бинарно неорганично съединение, фосфорен оксид с формула P4O6, бели люспи или кристали с неприятна миризма, реагира с вода.

Касова бележка

• Внимателно окисляване на бял фосфор с азотен оксид или въглероден диоксид:

• Обратно диспропорциониране на фосфорен (V) оксид и бял фосфор:

[редактиране] Физически свойства

Фосфорният (III) оксид образува бели люспи или кристали с неприятна миризма.

Разтваря се добре в органични разтворители (бензен, въглероден дисулфид).

Нестабилен на светлина, първо става жълт, а след това червен.

Имоти

P4O10 взаимодейства много активно с вода (Н-формата абсорбира вода дори експлозивно), образувайки смеси от фосфорни киселини, чийто състав зависи от количеството вода и други условия:

Той също така е способен да извлича вода от други съединения, представлявайки силен дехидратиращ агент:

Фосфорният (V) оксид се използва широко в органичния синтез. Той реагира с амиди, превръщайки ги в нитрили:

Карбоксилните киселини се превръщат в съответните анхидриди:

Фосфорният (V) оксид също взаимодейства с алкохоли, етери, феноли и други органични съединения. В този случай P-O-P връзките се разкъсват и се образуват органофосфорни съединения. Реагира с NH3 и водородни халогениди, образувайки амониеви фосфати и фосфорни оксихалогениди:

Когато P4O10 се слива с основни оксиди, той образува различни твърди фосфати, чието естество зависи от условията на реакцията.

Касова бележка

Фосфорен (V) оксид се получава чрез изгаряне на фосфор. Технологичният процес протича в горивна камера и включва окисление на елементарния P с предварително изсушен въздух, утаяване на P4O10 и пречистване на отработените газове. Полученият пентоксид се пречиства чрез сублимация.

Техническият продукт има вид на бяла снежна маса, състояща се от смес от различни форми на P4O10.

Приложение

P4O10 се използва като десикант за газове и течности. Също така е междинен продукт при производството на ортофосфорна киселина H3PO4 по термичен метод.

Широко използван в органичния синтез при реакции на дехидратация и кондензация.

Стойност на фосфора

• фосфорът е част от нуклеиновите киселини, които участват в процесите на растеж, клетъчно делене, съхранение и използване на генетична информация
• фосфорът се съдържа в костите на скелета (около 85% от общото количество фосфор в тялото)
• фосфорът е необходим за нормалната структура на зъбите и венците
• осигурява правилното функциониране на сърцето и бъбреците
• фосфорът участва в процесите на натрупване и освобождаване на енергия в клетките
• участва в предаването на нервните импулси
• подпомага метаболизма на мазнините и нишестето.

Неорганичният елемент фосфор Р се намира в човешкото тяло под формата на фосфорни съединения - неорганични фосфати и липиди или нуклеотиди.

Предишна10111213141516171819202122232425Следваща

Физични свойства

Фосфор Пима няколко алотропни модификации: бяло, червено, черно.

Получаване на фосфор P

Свободен фосфор Пполучен от естествен калциев фосфат чрез нагряване с пясък ( SiO2)и въглища в електрическа фурна при висока температура:

Химични свойства на фосфора - П

Бял фосфорпо-реактивен от червения.

Внимавайте - фосфин!

Лесно се окислява и спонтанно се запалва във въздуха.

Когато се окислява, бял фосфор светина тъмно химическата енергия се преобразува в светлинна.

Фосфорни съединения Пс метали се наричат фосфиди. Те лесно се разграждат от вода до образуване на газ фосфин (PH3).

Фосфин - PH3

4. Когато има голям излишък от хлор, се образува фосфорен пентахлорид:

Фосфорни оксиди и киселини

Фосфорът се образува с кислород три оксида :

P2O3 – фосфорен анхидрид – фосфорен оксид (III);

P2O5—фосфорен анхидрид—фосфорен (V) оксид;

(P2O4 е фосфорен тетроксид).

P2O3получен чрез бавно окисляване на фосфор (с липса на кислород):

При излагане на студена вода се образува фосфорна киселина – H3PO3.

P2O5се образува при изгаряне на фосфор във въздуха (с излишък на кислород):

Киселини

Фосфорен анхидрид P2O5, в зависимост от температурата, може да добави различни количества вода, образувайки киселини с различен състав:

Най-важното е орто фосфорна киселина -H3PO4.

Може да се получи, както следва:

1. Кипяща метафосфорна киселина:

2. Окисляване на червен фосфор:

3. Действието на сярната киселина върху калциевия фосфат:

©2015 arhivinfo.ru Всички права принадлежат на авторите на публикуваните материали.

Учител по химия

Продължение. Вижте в бр.22/2005г.; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006 г.;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10, 11/2009

УРОК 30

10 клас(първа година на обучение)

Фосфор и неговите съединения

1. Позиция в таблицата на Д. И. Менделеев, структура на атома.

2. Кратка история на откриването и произхода на името.

3. Физични свойства.

4. Химични свойства.

5. Да бъдеш сред природата.

6. Основни методи за получаване

7. Най-важните фосфорни съединения.

Фосфорът е в главната подгрупа на V група на периодичната система на Д. И. Менделеев. Електронната му формула е 1 с 2 2с 2 стр 6 3с 2 стр 3, това Р-елемент. Характерните степени на окисление на фосфора в съединенията са –3, +3, +5; Най-стабилното състояние на окисление е +5. В съединенията фосфорът може да бъде част както от катиони, така и от аниони, например:

Фосфорът получава името си от способността на белия фосфор да свети в тъмното. Гръцката дума се превежда като „носител на светлина“. Phosphorus дължи това име на своя откривател, алхимика Бранд, който, хипнотизиран от блясъка на белия фосфор, стига до заключението, че е получил философския камък.

Фосфорът може да съществува под формата на няколко алотропни модификации, най-стабилните от които са бял, червен и черен фосфор.

Молекула бял фосфор (най-активният алотроп) има молекулярна кристална решетка, в чиито възли има тетраатомни P 4 молекули с тетраедрична структура.

Белият фосфор е мек, като восък, топи се и кипи без разлагане и има мирис на чесън. Във въздуха белият фосфор бързо се окислява (свети зеленикаво) и е възможно самозапалване на финия бял фосфор. Неразтворим във вода (съхранява се под слой вода), но разтворим в органични разтворители. Токсичен (дори в малки дози, ПДК = 0,03 mg/m3). Има много висока химична активност. При нагряване без достъп на въздух до 250–300 ° C се превръща в червен фосфор.

Червен фосфор – това е неорганичен полимер; макромолекули P нможе да има както циклична, така и ациклична структура. Свойствата му са рязко различни от белия фосфор: той не е токсичен, не свети на тъмно, не се разтваря в въглероден дисулфид и други органични разтворители и няма висока химическа активност. При стайна температура бавно се превръща в бял фосфор; при нагряване до 200 °C под налягане се превръща в черен фосфор.

Черен фосфор изглежда като графит. По структура това е неорганичен полимер, чиито молекули имат слоеста структура. полупроводник. Не е отровен. Химическата активност е значително по-ниска от тази на белия фосфор. Стабилен на въздух. При нагряване се превръща в червен фосфор.

Химични свойства

Най-химически активен е белият фосфор (но на практика предпочитат да работят с червения фосфор). Той може да проявява свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент в реакции, например:

4P + 3O 2 2P 2 O 3,

4P + 5O 2 2P 2 O 5.

Метали (+/–)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P реакция не се случва.

Неметали (+):

2P + 3I 2PI 3,

6P + 5N 2 2P 2 N 5 .

Основни оксиди (–).

Киселинни оксиди (–).

Алкали (+):

Киселини (не окислители) (–).

Окислителни киселини (+):

3P (кр.) + 5HNO 3 (разреден) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

P (червен) + 5HNO 3 (конц.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Соли (–)**.

В природата фосфорът се среща под формата на съединения (соли), най-важните от които са фосфорит (Ca 3 (PO 4) 2), хлорапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) и флуорапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2). Калциевият фосфат се намира в костите на всички гръбначни животни, което обуславя тяхната здравина.

Фосфорът се получава в електрически пещи чрез топене на калциев фосфат, пясък и въглища без достъп на въздух:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 2P + 5CO + 3CaSiO 3.

Най-важните фосфорни съединения включват: фосфин, фосфорен (III) оксид, фосфорен (V) оксид, фосфорни киселини.

F o f i n

Това водородно съединение на фосфора, безцветен газ с миризма на чесън и риба, е силно отровно. Слабо разтворим във вода, но силно разтворим в органични разтворители. Много по-малко стабилен от амоняка, но е по-силен редуциращ агент. Няма практическо значение.

За получаване на фосфин обикновено не се използва директна реакция на синтез от прости вещества; Най-често срещаният метод за производство на фосфин е хидролизата на фосфиди:

Ca 3 P 2 + 6HOH = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3.

В допълнение, фосфин може да се получи чрез реакция на диспропорциониране между фосфор и алкални разтвори:

4P + 3KOH + 3H 2 O PH 3 + KPO 2 H 2,

или от фосфониеви соли:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH 4 I + NaOH PH 3 + NaI + H 2 O.

Препоръчително е да се разгледат химичните свойства на фосфина от две страни.

Киселинно-базови свойства.Фосфинът образува нестабилен хидрат с вода, проявяващ много слаби основни свойства:

PH 3 + H 2 O PH 3 H 2 O (PH 4 OH),

PH 3 + HCl PH 4 Cl,

2PH 3 + H 2 SO 4 (PH 4) 2 SO 4.

Редокс свойства. Фосфинът е силен редуциращ агент:

2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O,

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 8Ag + 8HNO 3.

O s i d p h o s p h o r a (III)

Оксид P 2 O 3 (истинска формула - P 4 O 6) е бяло кристално вещество, типичен киселинен оксид. Когато реагира с вода на студено, образува фосфорна киселина (средна сила):

P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3

Тъй като фосфорната киселина е двуосновна, когато фосфорният триоксид реагира с основи, се образуват два вида соли - хидрофосфити и дихидрофосфити.

Например:

P 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + H 2 O,

P 2 O 3 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 3.

Фосфорният диоксид P 2 O 3 се окислява от атмосферния кислород до пентоксид:

P 2 O 3 + O 2 P 2 O 5 .

Фосфорният триоксид и фосфорната киселина са доста силни редуциращи агенти. Фосфорен (III) оксид се получава чрез бавно окисление на фосфор в отсъствие на кислород:

4P + 3O 2 2P 2 O 3 .

Фосфорни (V) оксиди и фосфорни киселини

Фосфорен пентоксид P 2 O 5 (истинска формула – P 4 O 10) е бяло хигроскопично кристално вещество. В твърдо и газообразно състояние молекулата съществува под формата на димер, при високи температури се мономеризира. Типичен киселинен оксид. Той се разтваря много добре във вода, образувайки редица фосфорни киселини:

метафосфорен:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

пирофосфорен (дифосфорен):

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

ортофосфорен (фосфорен):

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Фосфорният пентаоксид проявява всички свойства, характерни за киселинните оксиди, например:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4,

P 2 O 5 + 3CaO 2Ca 3 (PO 4) 2;

може да образува три вида соли:

Оксидиращите свойства не са характерни за него, т.к Степента на окисление +5 е много стабилна за фосфора. Фосфорният пентоксид се получава чрез изгаряне на фосфор в достатъчно количество кислород:

4P + 5O 2 2P 2 O 5 .

Ортофосфорна киселина H 3 PO 4 е безцветно кристално вещество, много разтворимо във вода, хигроскопично. Това е трипротична киселина със средна сила; няма изразени окислителни свойства. Той проявява всички химични свойства, характерни за киселините, и образува три вида соли (фосфати, хидроген фосфати и дихидроген фосфати):

2H 3 PO 4 + 3Ca = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2,

H3PO4+Cu,

2H 3 PO 4 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O,

2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 = 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

В промишлеността фосфорната киселина се получава чрез екстракция:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4,

а също и по термичния метод:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 3СaSiO 3 + 2P + 5CO,

4P + 5O 2 2P 2 O 5,

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4.

Лабораторните методи за получаване на ортофосфорна киселина включват ефекта на разредена азотна киселина върху фосфора:

3P (кр.) + 5HNO 3 (разреден) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

взаимодействие на метафосфорна киселина с вода при нагряване:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

В човешкото тяло ортофосфорната киселина се образува по време на хидролизата на аденозинотрифосфорната киселина (АТФ):

ATP ADP + H 3 PO 4 .

Качествена реакция на фосфатен йоне реакция със сребърен катион; Образува се жълта утайка, неразтворима в слабо кисела среда:

3Ag + + = Ag 3 PO 4,

3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4 + 3KNO3.

В допълнение към горните фосфорни киселини (съдържащи фосфор в степен на окисление +5), много други киселини, съдържащи кислород, са известни за фосфор. Ето някои от най-важните представители.

Фосфорни(HPO 2 H 2) е едноосновна киселина със средна сила. Второто му име е фосфин:

Солите на тази киселина се наричат ​​хипофосфити или фосфити, например KPO 2 H 2.

Фосфорни(H 3 PO 3) е двуосновна киселина със средна сила, малко по-слаба от хипофосфорната. Има и второ име - фосфонов:

Неговите соли се наричат ​​фосфити или фосфонати, например K 2 PO 3 H.

Дифосфорен (пирофосфорен)(H 4 P 2 O 7) - четириосновна киселина със средна сила, малко по-силна от фосфорната киселина:

Солите са дифосфати, например K 4 P 2 O 7.

Тест по темата „Фосфор и неговите съединения“

1. Елиминирайте „допълнителния“ елемент от изброените според принципа на възможността за образуване на алотропни модификации:

а) кислород; б) азот;

в) фосфор; г) сяра.

2. При взаимодействие на 42,6 g фосфорен анхидрид и 400 g 15% разтвор на натриев хидроксид се образува:

а) натриев фосфат;

б) натриев хидрогенфосфат;

в) смес от фосфат и натриев хидрогенфосфат;

г) смес от натриев хидро- и дихидрогенфосфат.

3. Сумата от коефициентите в уравнението за електролитна дисоциация на калиев фосфат е равна на:

а) 5; б) 3; на 4; г) 8.

4. Броят на електроните във външното ниво на фосфорен атом:

а) 2; б) 3; на 5; г) 15.

5. Фосфорът, получен от 33 g технически калциев фосфат, се изгаря в кислород. Полученият фосфорен (V) оксид реагира с 200 ml 10% разтвор на натриев хидроксид (плътност 1,2 g/ml), за да образува средна сол. Масата на примесите в техническа проба калциев фосфат (в g) е:

а) 3,5; б) 1,5; на 2; г) 4.8.

6. Брой -връзки в молекула на пирофосфорна киселина:

а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.

7. Броят на водородните атоми, съдържащи се в 4,48 литра (n.s.) фосфин е:

а) 1,2 10 23; б) 0,6 · 10 · 23;

в) 6,02 10 23; г) 3,6 10 23 .

8. При температура 30 °C определена реакция протича за 15 s, а при 0 °C - за 2 минути. Коефициент на Van't Hoff за тази реакция:

а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.

9. Фосфорната киселина може да реагира със следните вещества:

а) меден(II) оксид; б) калиев хидроксид;

в) азотна киселина; г) цинк.

10. Сумата от коефициентите в реакцията между фосфора и бертолетовата сол е равна на:

а) 9; б) 6; в) 19; г) такава реакция е невъзможна.

Ключ към теста

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
b	V	А	V	V	b	Ж	b	а, б, г	V

Задачи и упражнения върху фосфора и неговите съединения

Верига от трансформации:

1. Фосфор -> фосфорен пентоксид -> ортофосфорна киселина -> калциев фосфат ® фосфорна киселина.

2. Калциев фосфат -> фосфор -> калциев фосфид -> фосфин -> фосфорен пентаоксид -> фосфорна киселина -> калциев дихидроген фосфат.

3. Калциев фосфат -> A -> B -> C -> D -> E -> калциев фосфат. Всички вещества съдържат фосфор, в схемата има три ORP подред.

4. Фосфор -> фосфорен пентоксид -> калциев фосфат -> фосфор -> фосфин -> фосфорна киселина -> калциев дихидроген фосфат.

5. Калциев фосфид (+ разтвор на солна киселина) -> A (+ кислород) -> B (+ натриев хидроксид, дефицит) -> C (+ натриев хидроксид, излишък) -> D (+ калциев хидроксид) -> E.

Ниво А

1. При пълно изгаряне на 6,8 g от веществото се получават 14,2 g фосфорен пентоксид и 5,4 g вода. 37 ml 32% разтвор на натриев хидроксид (плътност 1,35 g/ml) се добавят към получените реакционни продукти. Установете формулата на изходното вещество и определете концентрацията на получения разтвор.

Решение

Уравнение на реакцията:

(P 2 O 5) = 0,1 mol, (H 2 O) = 0,3 mol.

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.

m(P) = 6,2 g, м(Н) = 0,6 g.

м= 6,8 g.

(P) : (H) = 0,2 : 0,6 = 1 : 3.

Следователно формулата на изходното вещество е PH 3, а уравнението на реакцията е:

тогава се образува фосфорна киселина:

(H3PO4) = 2(P2O5) = 0.2 mol.

Фосфорната киселина може да реагира с алкали, както следва:

Нека определим количеството вещество NaOH според условията на проблема:

(H3PO4) : (NaOH) = 0,2:0,4 = 1:2,

Следователно възниква реакция 2.

(Na2HPO4) = (H3PO4) = 0.2 mol;

м(Na 2 HPO 4) = М(Na2HPO4) (Na2HPO4) = 142 0.2 = 28.4 g;

м(r-ra) = м(P 2 O 5) + м(H2O)+ м(разтвор на NaOH) = 14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 g.

(Na 2 HPO 4) = м(Na2HPO4)/ м(r-ra) = 28,4/69,55 = 0,4083, или 40,83%.

Отговор. pH 3; (Na2HPO4) = 40.83%.

2. При пълна електролиза на 1 kg разтвор на железен (II) сулфат на катода се отделят 56 g метал. Каква маса фосфор може да реагира с веществото, отделено на анода, и какъв ще бъде съставът на солта, ако полученият реакционен продукт се разтвори в 87,24 ml 28% разтвор на натриев хидроксид (плътност на разтвора 1,31 g/ml)?

Отговор. 12,4 g фосфор; натриев хидроген фосфат.

3. 20 g от смес, състояща се от бариев сулфат, калциев фосфат, калциев карбонат и натриев фосфат, се разтварят във вода. Масата на неразтворимата част е 18 г. При въздействието на солна киселина върху нея се отделят 2,24 литра газ (н.с.), а масата на неразтворимия остатък е 3 г. Определете състава на първоначалната смес от соли по маса.

Отговор. Na 3 PO 4 – 2 g; BaCO 3 – 3 g;
CaCO 3 – 10 g; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 g.

4. Колко kg фосфор могат да се получат от 1 тон фосфорит, съдържащ 40% примеси? Какъв е обемът при стандартни условия? ще вземе ли фосфинът, получен от този фосфор?

Отговор. 120 кг P; 86,7 m 3 PH 3 .

5. 40 g минерал, съдържащ 77,5% калциев фосфат, се смесва с излишък от пясък и въглища и се нагрява без въздух в електрическа пещ. Полученото просто вещество се разтваря в 140 g 90% азотна киселина. Определете масата на натриевия хидроксид, който ще е необходим за пълното неутрализиране на продукта от окисляването на просто вещество.

Отговор. 24 g NaOH.

Ниво Б

1. За пълно неутрализиране на разтвора, получен чрез хидролиза на 1,23 g малко фосфорен халид, са необходими 35 ml 2М разтвор на калиев хидроксид. Определете формулата на халогенида.

Отговор.Фосфорен трифлуорид.

2. Проба от безводен етанол, съдържащ 0,5% фосфорен (V) оксид като примес, се изгаря в достатъчно количество кислород. Получените газове се отделят и полученият разтвор се нагрява до спиране на отделянето на газ, след което към него се добавя равно тегло 0,5% разтвор на калиев хидроксид. Определете масовите дялове на веществата в получения разтвор.

Отговор. K 2 HPO 4 – 0,261%;
KH 2 PO 4 – 0,204%.

3. Към 2 g смес от хидрогенфосфат и калиев дихидрогенфосфат, в която масовата част на фосфора е 20%, се добавят 20 g 2% разтвор на фосфорна киселина. Изчислете масовите дялове на веществата в получения разтвор.

Отговор. KH 2 PO 4 – 9,03%;
K 2 HPO 4 (остатъчно) – 1,87%.

4. Когато смес от хидрид на алкален метал и фосфид с равни масови фракции се третира с вода, се образува газова смес с плътност на азота 0,2926. Определете какъв метал е включен в съединенията.

Отговор.Натрий.

5. 50 g смес от калциев фосфат и калциев и амониев карбонат се калцинират, което води до 25,2 g твърд остатък, към който се добавя вода и след това се пропуска излишък от въглероден диоксид. Масата на неразтворения остатък е 14 г. Определете масата на амониевия карбонат в първоначалната смес.

Решение

Когато сместа се калцинира, протичат следните процеси:

1) Ca 3 (PO 4) 2;

2)

3) (NH 4) 2 CO 3 2NH 3 + CO 2 + H 2 O.

Твърдият остатък съдържа Ca 3 (PO 4) 2 и CaO.

След добавяне на вода:

4) Ca3(PO4)2 + H2O;

5) CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

След преминаване на въглероден диоксид:

6) Ca(OH) 2 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2.

Неразтвореният остатък е Ca 3 (PO 4) 2, следователно, м(Ca 3 (PO 4) 2) = 14 g.

Намиране на масата на CaO:

м(CaO) = 25,2 – 14 = 11,2 g.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 mol,

(CaCO 3) = (CaO) = 0,2 mol,

м(CaCO 3) = 0,2 · 100 = 20 g.

м(NH 4) 2 CO 3 = м(смеси) – м(Ca 3 (PO 4) 2) – м(CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 g.

Отговор. м(NH 4) 2 CO 3 = 16 g.

КАЧЕСТВЕНИ ЗАДАЧИ

1. Твърдо, бяло, силно разтворимо във вода съединение А е киселина. Когато оксид В се добави към воден разтвор А, се образува бяло, неразтворимо във вода съединение С. В резултат на калциниране на вещество С при висока температура в присъствието на пясък и въглища се образува просто вещество, което е част от А. Идентифицирайте веществата, напишете уравненията на реакцията.

Отговор. Вещества: A – H 2 PO 4, B – CaO,
C – Ca 3 (PO 4) 2.

2. Смес от две твърди вещества, червено (A) и бяло (B), се запалва с леко триене. Реакцията произвежда две бели твърди вещества, едното от които (C) се разтваря във вода, за да образува киселинен разтвор. Ако към вещество С се добави калциев оксид, се образува бяло, неразтворимо във вода съединение. Идентифицирайте веществата, напишете уравнения на реакцията.

Отговор. Вещества: A – P (cr.), B – KClO 3,
C – P 2 O 5 .

3. Водонеразтворимото бяло съединение А, в резултат на калциниране при високи температури с въглища и пясък в отсъствието на кислород, образува просто вещество В, което съществува в няколко алотропни модификации. Когато вещество B се изгаря, се образува съединение C, което се разтваря във вода, за да образува киселина E, която е способна да образува три вида соли. Идентифицирайте веществата, напишете уравнения на реакцията.

Отговор. Вещества: A – Ca 3 (PO 4) 2, B – P,
C – P 2 O 5, E – H 3 PO 4.

* Знакът +/– означава, че тази реакция не протича с всички реагенти или при определени условия.

** Интересна е окислително-редукционната реакция (ORR), която възниква, когато кибритът е запален:

Следва продължение

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2

Фосфорните пари при тази температура се състоят почти изцяло от P2 молекули, които при охлаждане кондензират в P4 молекули.

Когато парата кондензира, тя се образува бял (жълт) фосфор, който се състои от P 4 молекули с формата на тетраедър. Това е силно реактивно, меко, восъчно, бледожълто вещество, разтворимо във въглероден дисулфид и бензен. Във въздуха фосфорът се запалва при 34 o C. Той има уникалната способност да свети на тъмно поради бавното окисляване до по-ниски нива. Беше бял фосфор, който някога беше изолиран от Бранд.

Ако белият фосфор се нагрява без достъп на въздух, той се превръща в червен (за първи път е получен едва през 1847 г.). Име червен фосфорсе отнася до няколко модификации, които се различават по плътност и цвят: варира от оранжево до тъмно червено и дори лилаво. Всички разновидности на червения фосфор са неразтворими в органични разтворители, в сравнение с белия фосфор те са по-малко реактивни (запалват се на въздух при t>200 o C) и имат полимерна структура: това са тетраедри P4, свързани помежду си в безкрайни вериги. Малко по-различен от тях е „виолетовият фосфор“, който се състои от групи P 8 и P 9, подредени в дълги тръбни структури с петоъгълно напречно сечение.

При повишено налягане белият фосфор се превръща в черен фосфор, изграден от триизмерни шестоъгълници с фосфорни атоми във върховете, свързани помежду си на слоеве. Тази трансформация е извършена за първи път през 1934 г. от американския физик Пърси Уилямс Бриджман. Структурата на черния фосфор прилича на графит, с единствената разлика, че слоевете, образувани от фосфорни атоми, не са плоски, а „гофрирани“. Черният фосфор е най-малко активната модификация на фосфора. При нагряване без достъп на въздух той, подобно на червения, се превръща в пара, от която кондензира бял фосфор.

Белият фосфор е много токсичен: смъртоносна доза е около 0,1 г. Поради опасността от спонтанно запалване във въздуха, той се съхранява под слой вода. Червеният и черният фосфор са по-малко токсични, тъй като са нелетливи и практически неразтворими във вода.

Химични свойства

Най-химически активен е белият фосфор (в уравненията на реакциите, включващи бял фосфор, за простота се записва като P, а не P 4, особено след като подобни реакции са възможни с участието на червен фосфор, чийто молекулен състав не е сигурен ). Фосфорът се свързва директно с много прости и сложни вещества. В химичните реакции фосфорът, подобно на , може да бъде както окислител, така и редуциращ агент.

как окислителфосфорът реагира с много, за да образува фосфиди, например:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na 3P

Моля, имайте предвид, че практически не се свързва директно с фосфора.

как редуциращ агентфосфорът взаимодейства с халогени, сяра (т.е. с по-електроотрицателни неметали). В този случай, в зависимост от условията на реакцията, могат да се образуват както фосфорни (III) съединения, така и фосфорни (V) съединения.

а) при бавно окисление или при липса на кислород фосфорът се окислява до фосфорен оксид (III) или фосфорен анхидрид P 2 O 3:

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

Когато фосфорът изгаря в излишък (или въздух), се образува фосфорен оксид (V) или фосфорен анхидрид P2O5:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

б) в зависимост от съотношението на реагентите, когато фосфорът взаимодейства с халогени и сяра, се образуват съответно халогениди и сулфиди на три- и петвалентен фосфор; Например:

2P + 5Cl 2(g) = 2PCl 5

2P + 3Cl 2 (недостатъчно) = 2PCl 3

2P + 5S (g) = P 2 S 5

2P + 3S (недостатъчно) = P 2 S 3

Трябва да се отбележи, че фосфорът образува само съединението PI3 с йод.

Фосфорът играе ролята на редуциращ агент в реакции с окислителни киселини:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

— с концентрирана азотна киселина:

P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O

— с концентрирана сярна киселина:

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Фосфорът не взаимодейства с други киселини.

При нагряване с водни разтвори фосфорът претърпява диспропорциониране, например:

4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2

8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2

В допълнение към фосфина PH 3, в резултат на тези реакции се образуват соли на хипофосфорната киселина H 3 PO 2 - хипофосфити, в които фосфорът има характерно състояние на окисление +1.

Приложение на фосфор

По-голямата част от световното производство на фосфор се използва за производство на фосфорна киселина, която се използва за производство на торове и други продукти. Червеният фосфор се използва при производството на кибрит, той се съдържа в масата, която се нанася върху кибритената кутия.

Фосфин

Най-известното водородно съединение на фосфора е фосфинът PH 3. Фосфинът е безцветен газ с мирис на чесън и е много отровен. Силно разтворим в органични разтворители. За разлика от амоняка, той е слабо разтворим във вода. Фосфинът няма практическо значение.

Касова бележка

По-горе беше обсъден метод за получаване на фосфин чрез взаимодействие на фосфор с водни разтвори. Друг метод е действието на солна киселина върху метални фосфиди, например:

Zn 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3ZnCl 2

Химични свойства

1. Киселинно-основни свойства

Тъй като е слабо разтворим във вода, фосфинът образува с него нестабилен хидрат, който показва много слаби основни свойства:

PH 3 + H 2 O ⇄ PH 3 ∙H 2 O ⇄ PH 4 + + OH —

Фосфониеви соли се образуват само с:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl

PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4

1. Редокс свойства

Целият списък с резюмета може да се види

*записаното изображение показва снимка на бял фосфор

Фосфор(от гръцки phosphoros - светещ; лат. Phosphorus) P, химичен елемент от V група на периодичната система; атомен номер 15, атомна маса 30,97376. Има един стабилен нуклид 31 P. Ефективното напречно сечение за улавяне на топлинни неутрони е 18 10 -30 m 2. Външна конфигурация електронна обвивка на атома3 с 2 3стр 3 ; степени на окисление -3, +3 и +5; енергия на последователна йонизация по време на прехода от P 0 към P 5+ (eV): 10.486, 19.76, 30.163, 51.36, 65.02; електронен афинитет 0,6 eV; електроотрицателност на Полинг 2,10; атомен радиус 0,134 nm, йонни радиуси (координационните числа са посочени в скоби) 0,186 nm за P 3-, 0,044 nm (6) за P 3+, 0,017 nm (4), 0,029 nm ( 5), 0.038 nm (6) за P5+.

Средното съдържание на фосфор в земната кора е 0,105% от масата, във водите и океаните 0,07 mg/l. Известни са около 200 фосфорни минерала. всички те са фосфати. От тях най-важното е апатит,което е основата фосфорити.Също така от практическо значение са монацит CePO 4, ксенотим YPO 4, амблигонит LiAlPO 4 (F, OH), трифилин Li (Fe, Mn)PO 4, торбернит Cu (UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, утунит Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, вивианит Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, пироморфит Pb 5 (PO 4) 3 C1, тюркоаз CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 ЗА.

Имоти.Известно е, че Св. 10 модификации на фосфора, най-важните от които са бял, червен и черен фосфор (техническият бял фосфор се нарича жълт фосфор). Няма единна система за обозначаване на фосфорни модификации. Някои свойства на най-важните модификации са сравнени в табл. Кристалният черен фосфор (PI) е термодинамично стабилен при нормални условия. Белият и червеният фосфор са метастабилни, но поради ниската скорост на трансформация могат да се съхраняват почти неограничено време при нормални условия.

Фосфорни съединения с неметали

Фосфорът и водородът под формата на прости вещества практически не взаимодействат. Водородните производни на фосфора се получават индиректно, например:

Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3

Фосфинът PH 3 е безцветен, силно токсичен газ с мирис на гнила риба. Молекулата на фосфин може да се разглежда като молекула амоняк. Въпреки това, ъгълът между H-P-H връзките е много по-малък от този на амоняка. Това означава намаляване на дела на участието на s-облаците в образуването на хибридни връзки в случая на фосфин. Връзките фосфор-водород са по-малко силни от връзките азот-водород. Донорните свойства на фосфина са по-слабо изразени от тези на амоняка. Ниската полярност на фосфиновата молекула и слабата протон-приемаща активност водят до липсата на водородни връзки не само в течни и твърди състояния, но и с водни молекули в разтвори, както и до ниска стабилност на фосфониевия йон PH 4 + . Най-стабилната фосфониева сол в твърдо състояние е неговият йодид PH 4 I. Фосфониевите соли се разлагат енергично с вода и особено с алкални разтвори:

PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O

Фосфинът и фосфониевите соли са силни редуциращи агенти. Във въздуха фосфинът изгаря до фосфорна киселина:

PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4

Когато фосфидите на активните метали се разлагат с киселини, дифосфинът P 2 H 4 се образува едновременно с фосфин като примес. Дифосфинът е безцветна летлива течност, подобна по молекулна структура на хидразина, но фосфинът не проявява основни свойства. Запалва се спонтанно във въздуха и се разлага при съхранение на светлина или при нагряване. Продуктите от разпада му съдържат фосфор, фосфин и жълто аморфно вещество. Този продукт се нарича твърд водороден фосфид и му е приписана формулата P 12 H 6.

С халогените фосфорът образува три- и пентахалиди. Тези фосфорни производни са известни за всички аналози, но хлорните съединения са практически важни. RG 3 и RG 5 са ​​токсични и се получават директно от прости вещества.

RG 3 - стабилни екзотермични съединения; PF 3 е безцветен газ, PCl 3 и PBr 3 са безцветни течности, а PI 3 са червени кристали. В твърдо състояние всички трихалогениди образуват кристали с молекулярна структура. RG 3 и RG 5 са ​​киселинно образуващи съединения:

PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3

Известни са и двата фосфорни нитрида, съответстващи на три- и петковалентните състояния: PN и P 2 N 5 . И в двете съединения азотът е тривалентен. И двата нитрида са химически инертни и устойчиви на вода, киселини и основи.

Разтопеният фосфор разтваря добре сярата, но химическата реакция протича при високи температури. От фосфорните сулфиди най-добре проучени са P 4 S 3 , P 4 S 7 и P 4 S 10 . Тези сулфиди могат да бъдат прекристализирани в нафталинова стопилка и изолирани под формата на жълти кристали. При нагряване сулфидите се запалват и изгарят, за да образуват P 2 O 5 и SO 2 . С водата всички те бавно се разлагат с отделяне на сероводород и образуване на фосфорни кислородни киселини.

Фосфорни съединения с метали

С активните метали фосфорът образува солеподобни фосфиди, които се подчиняват на правилата на класическата валентност. р-металите, както и металите от подгрупата на цинка, дават както нормални, така и богати на аниони фосфиди. Повечето от тези съединения проявяват полупроводникови свойства, т.е. доминиращата връзка в тях е ковалентна. Разликата между азота и фосфора, дължаща се на размера и енергийните фактори, се проявява най-характерно при взаимодействието на тези елементи с преходните метали. За азота, при взаимодействие с последния, основното е образуването на металоподобни нитриди. Фосфорът също образува металоподобни фосфиди. Много фосфиди, особено тези с преобладаващо ковалентни връзки, са огнеупорни. Така AlP се топи при 2197 градуса C, а галиевият фосфид има точка на топене 1577 градуса C. Фосфидите на алкалните и алкалоземните метали лесно се разлагат от вода, като се отделя фосфин. Много фосфиди са не само полупроводници (AlP, GaP, InP), но и феромагнетици, например CoP и Fe 3 P.

Фосфин(фосфид водород, фосфорен хидрид, съгласно номенклатурата на IUPAC - фосфан PH 3) - безцветен, силно токсичен, доста нестабилен газ със специфична миризма на гнила риба.

Безцветен газ. Разтваря се слабо във вода и не реагира с нея. При ниски температури образува твърд клатрат 8РН 3 ·46Н 2 О. Разтворим в бензен, диетилов етер, въглероден дисулфид. При −133,8 °C образува кристали с лицево-центрирана кубична решетка.

Молекулата на фосфина има формата на тригонална пирамида с молекулярна симетрия C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Диполният момент е 0,58 D, значително по-нисък от този на амоняка. Водородната връзка между молекулите PH 3 практически не се наблюдава и следователно фосфинът има по-ниски точки на топене и кипене.

Фосфинът е много различен от своя аналог амоняк. Неговата химическа активност е по-висока от тази на амоняка, той е слабо разтворим във вода, тъй като основата е много по-слаба от амоняка. Последното се обяснява с факта, че H-P връзките са слабо поляризирани и активността на несподелената двойка електрони във фосфора (3s 2) е по-ниска от тази на азота (2s 2) в амоняка.

При липса на кислород, когато се нагрява, той се разлага на елементи:

спонтанно се запалва във въздуха (в присъствието на дифосфинови пари или при температури над 100 °C):

Показва силни възстановителни свойства:

Когато взаимодейства със силни протонни донори, фосфинът може да произведе фосфониеви соли, съдържащи PH 4 + йон (подобно на амония). Фосфониевите соли, безцветни кристални вещества, са изключително нестабилни и лесно се хидролизират.

Подобно на самия фосфин, неговите соли са силни редуциращи агенти.

Фосфинът се получава чрез взаимодействие на бял фосфор с гореща основа, например:

Може да се получи и чрез третиране на фосфиди с вода или киселини:

Възможен е синтез директно от елементи:

При нагряване хлороводородът реагира с бял фосфор:

Разлагане на фосфониев йодид:

Разлагане на фосфонова киселина:

или неговото възстановяване.