Красный и белый фосфор отличаются продуктами взаимодействия с металлами
Обновлено: 18.05.2024
Химический элемент фосфор находится в периодической таблице под номером 15. Фосфор (от гр. phosphoros — «светящийся») часто встречается в природе: он составляет 0,1% состава земной коры и содержится в костной ткани. Его часто добавляют в стиральные порошки, сельскохозяйственные удобрения и даже в напитки. Например, в состав Coca-Cola входит слабый раствор ортофосфорной кислоты — продукт химического преобразования фосфора. Также это важный компонент клеточной мембраны. С помощью фосфатных соединений связываются нуклеотиды — структурные единицы ДНК.
В чистом виде фосфор можно получить реакцией кальциевой соли фосфорной кислоты и диоксида кремния. Затем следует восстановление образовавшегося оксида фосфора (P₂O₅) с помощью углерода.
По некоторым источникам, первыми чистый фосфор получили арабские химики. Но в Средневековье никто не продолжил их исследование.
В Европе фосфор открыл немецкий алхимик Геннинг Бранд, который безуспешно пытался найти философский камень. Но на коммерческую основу фосфор впервые поставил аптекарь Иоган Даниель Крафт, включив его в состав своих лекарств.
Аллотропные модификации фосфора
Белый, красный, черный и металлический (фиолетовый) фосфор [Wikipedia]
Рассмотрим три самые распространенные аллотропные модификации.
1. Белый фосфор
Химическая формула состоит из четырех атомов фосфора. Это вещество белого цвета, похожее на парафин, легко деформируется, легко взаимодействует с кислородом, органическими и неорганическим соединениями.
Молекула белого фосфора [Deposit Photos]
Чтобы фосфор не окислялся, его следует хранить в закрытой стеклянной таре. Белый фосфор светится в темноте. Это вещество — опасный яд, который разрушает белки и вызывает некроз. Как антидот используется медный купорос.
2. Красный фосфор
Если сильно нагреть белый фосфор, он преобразуется в красный. В отличие от белого, красный фосфор не светится и не горит на открытом воздухе, но при трении способен воспламеняться. Красный фосфор не растворяется в воде, органических и неорганических растворителях. Под давлением красный фосфор преобразуется в следующую аллотропную модификацию — черный фосфор.
Кристаллическая структура красного фосфора [Wikipedia]
3. Черный фосфор
Схож по структуре с графитом, пропускает электрический ток. При этом черный фосфор не растворяется в органических и неорганических растворителях и не горит на открытом воздухе. Для его горения необходим постоянный приток кислорода и температура свыше 400 °С.
Кристаллическая структура черного фосфора [Wikipedia]
Реакционная способность фосфора
Фосфор — химически активный элемент, а значит, легко взаимодействует с другими соединениями. Здесь вы сможете изучить свойства различных веществ с помощью наглядных химических экспериментов.
1. Взаимодействие с кислородом
Фосфор легко реагирует с O₂, меняя степень окисления:
Возможно также взаимодействие:
2. Взаимодействие с металлами
Фосфор вступает в реакцию с металлами из І и ІІ групп периодической таблицы Менделеева:
3. Химические реакции с группой галогенов
4. Реакция с горячим водяным паром
Горячий водяной пар взаимодействует с фосфором и преобразует его в гидрид фосфора и ортофосфорную кислоту:
8Р +12Н₂О → 5РН₃ + 3Н₃РО₄
5. Реакция с азотной кислотой
Азотная кислота — более сильный окислитель, по сравнению с фосфорной. HNO₃ способна реагировать с элементарным фосфором:
Свойства белого и красного фосфора?
Свойства белого и красного фосфора? Какими опытами можно доказать, что белый и красный фосфор - видоизменения одного и того же элемента?
белый фосфор получается при быстром охлаждении паров фосфора. В чистом виде светел и прозрачен. В темноте светится (отсюда название фосфор), быстро окисляется и может самовоспляменятся. В воде белый фосфор нерастворим. Белый фосфор--сильный яд и даже в малых дозах действует смертельно. хорошо растворим в органических растворителях. если долго нагревать белый фосфор без доступа кислорода, он превращается в красный фосфор.
Красный фосфор тяжелее белого и более устойчив. очень гигроскопичен, поэтому его хранят в закрытых сосудах. При сильном нагревании испаряется (сублимируется) приохлаждении паров образуется белый фосфор. большое практическое значение имеют соединения фосфора с хлором (синтез органических веществ)
фосфор незаменим при производстве взрфвчатых веществ и пиротехники
Красный фосфор стабилен на воздухе (в отличие от белого) .
Однако в среднем его свойства такие же как у белого фосфора. При горении образуется оксид:
P + O2 --> P2O5
При взаимодействии с металлами образуются фосфиды:
Na + P --> Na3P
С водородом при нагревании офразуется фосфин - ядовитый и пирофорный газ:
P + H2 --> PH3
У чёрного фосфора свойства ближе к красному, например он не светится в темноте и не самовозгорается, однако остальные химические свойства такие же как у белого и красного фосфора.
на счет белого не скажу но красный фосфор в смеси с берталетовой солью создает эфект взрывной только смешивай аккуратно он взрывается при ударе или надавливании . это школьная программа по химии .
Белый фосфор состоит из четырехатомных молекул P4, соединенных в виде тетраэдра – пустотелой клетки из атомов фосфора.
Фосфор и его свойства
С фосфором знакомы все, кто хотя бы раз держал в руках коробку спичек. Более того, каждый из нас носит в себе довольно много (4,5 кг) этого элемента, но, конечно, в виде химических соединений. Фосфорсодержащие белки присутствуют в мышцах, мозговой ткани и нервах. Но особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти точно совпадает с формулой минерала фосфорита Ca3(PO4)2.
Название элемента фосфор (светоносец) происходит от латинского фосфорус (светящий) и связано с его открытием – получением белого фосфора. Это было первое точно датированное открытие нового химического элемента.
Фосфор, так же, как и азот, может образовывать двухатомные молекулы P2. Однако своеобразие «светоносного» элемента в том и состоит, что такие молекулы становятся устойчивыми только при высокой температуре, около 1000 °С. А при обычных условиях атомы фосфора соединяются в молекулы другого состава. Так, белый фосфор состоит из четырехатомных молекул P4, соединенных в виде тетраэдра – пустотелой клетки из атомов фосфора.
Белый фосфор похож на воск, он мягкий и легкоплавкий, светится в темноте и вдобавок очень огнеопасен и чрезвычайно ядовит, может попасть в организм через органы дыхания и пищеварения, а также через повреждения кожи.
Если нагревать белый фосфор до 300 °С без доступа воздуха или при 250–260 °C в присутствии катализаторов (иод, натрий) , он превратится в красный фосфор – не ядовитый и совсем не светящийся красно-фиолетовый порошок, который используется в производстве спичек. Он состоит из полимерных (состоящих из большого числа атомов) молекул Рx. Красный фосфор – аморфное вещество, нерастворим в воде и органических растворителях, при нагревании без доступа воздуха возгоняется. Более безопасен в обращении, чем белый фосфор. Не ядовит.
Фосфор. Химия фосфора и его соединений
Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение фосфора
Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии :
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.
Физические свойства и нахождение в природе
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 Pn, 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.
скажите химические свойства фосфора?? пожалуста. пожалуста
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
Фосфор легко окисляется кислородом:
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода) ,
4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода) .
Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
с металлами — окислитель, образует фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2,
2P + 3Mg → Mg3P2.
с неметаллами — восстановитель:
2P + 3S → P2S3,
2P + 3Cl2 → 2PCl3.
Не взаимодействует с водородом.
Взаимодействие с водой
Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:
4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 (фосфатная кислота) .
Взаимодействие со щелочами
В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:
4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.
Восстановительные свойства
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
Химические свойства Фосфора.
Конфигурация внешних электронов атома Фосфор 3s23p3; в соединениях наиболее характерны степени окисления +5, +3, и -3. Подобно азоту, Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Ионных соединений, подобных фосфидам Na3P, Са3Р2, очень мало. В отличие от азота, Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями с довольно низкими энергиями, что приводит к возможности увеличения координационного числа и образованию донорно-акцепторных связей.
Фосфор химически активен, наибольшей активностью обладает белый Фосфор; красный и черный Фосфор в химических реакциях гораздо пассивнее. Окисление белого Фосфора происходит по механизму цепных реакций. Окисление Фосфора обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении Фосфора в избытке кислорода образуется оксид (V) Р4O10 (или Р2О5), при недостатке - в основном оксид (III) Р4О6 (или Р2О3). Спектроскопически доказано существование в парах P4O7, Р4O8, Р2О6, РО и других оксидов фосфора. Оксид Фосфора (V) получают в промышленного масштабах сжиганием элементарного Фосфора в избытке сухого воздуха. Последующая гидратация Р4O10 приводит к получению орто- (Н3РО4) и поли-(Нn+2РnО3n+1) фосфорных кислот. Кроме того, Фосфор образует фосфористую кислоту Н3РО3, фосфорноватую кислоту Н4Р2О6 и фосфорноватистую кислоту Н3РО2, а также надкислоты: надфосфорную Н4Р2О8 и мононадфосфорную Н3РО5. Широкое применение находят соли фосфорных кислот (фосфаты) , в меньшей степени - фосфиты и гипофосфиты.
Фосфор непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества тепла и образованием тригалогенидов (РХ3, где X - галоген) , пентагалогенидов (РХ5) и оксигалогенидов (например, РОХ3). При сплавлении Фосфора с серой ниже 100 °С образуются твердые растворы на основе Фосфора и серы, а выше 100 °С происходит экзотермическая реакция образования кристалличических сульфидов P4S3, P4S5, P4S7, P4S10, из которых только P4S5 при нагревании выше 200 °С разлагается на P4S3 и P4S7, а остальные плавятся без разложения. Известны оксисульфиды фосфора: P2O3S2, P2O2S3, P4O4S3, P6O10S5 и P4O4S3. Фосфор по сравнению с азотом менее способен к образованию соединений с водородом. Фосфористый водород фосфин РН3 и дифосфин Р2Н4 могут быть получены только косвенным путем. Из соединений Фосфора с азотом известны нитриды PN, P2N3, P3N5 - твердые, химически устойчивые вещества, полученные при пропускании азота с парами Фосфора через электрическую дугу; полимерные фосфонитрилгалогениды - (PNX2)n (например, полифосфонитрилхлорид) , полученные взаимодействием пентагалогенидов с аммиаком при различных условиях; амидоимидофосфаты - соединения, как правило, полимерные, содержащие наряду с Р-О-Р связями Р-NH-Р связи.
При температурах выше 2000°С Фосфор реагирует с углеродом с образованием карбида РС3- вещества, не растворяющегося в обычных растворителях и не взаимодействующего ни с кислотами, ни со щелочами. При нагревании с металлами Фосфор образует фосфиды.
Фосфор образует многочисленные фосфорорганические соединения.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор — элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов, 16
Нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
Можно отразить с помощью следующей схемы:
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принимают недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами — металлами, водородом и т. п. ) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам — кислороду, галогенам и т. п. , приобретая при этом степени окисления +3 и+5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2. Фосфор — простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами. 3. Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе) .
4. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде) . 5. Высший оксид фосфора имеет формулу Р205. Это кислотный оксид. Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.
Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.
Взаимодействие азота с металлами
Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:
Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:
Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.
Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:
А также растворами кислот, например:
Взаимодействие азота с неметаллами
Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:
Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:
С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:
Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.
Взаимодействие азота со сложными веществами
В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:
Химические свойства фосфора
Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.
Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.
Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.
Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.
Взаимодействие фосфора с неметаллами
Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:
а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):
Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:
Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:
В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.
Взаимодействие фосфора с металлами
Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:
Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:
А также водными растворами кислот-неокислителей:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами
Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:
Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.
Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.
На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:
При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:
Читайте также: