Соединения фосфора с металлами

Обновлено: 02.05.2024

Прямым синтезом PH₃ получить нельзя.

• Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

• Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

• Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

PH₃ — Проявляет свойства сильного восстановителя.

• Вступает в реакции с кислотами – окислителями:

• С безводными кислотами образует соли:

• Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН₃:

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р₂О₃ — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Т_пл = 23,5°С

Пары существует в виде димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

• Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р₂О₃в горячей воде:

• При взаимодействии Р₂О₃с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

• При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Окисление галогенами:

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р₂О₅)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной температуре Р₂О₅ — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р₄О₁₀.

Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р₂О₅ проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

• с водой, с образованием различных кислот:

• с основными оксидами, с образованием фосфатов

• с щелочами, с образованием средних и кислых солей

• Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.

Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

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

Фосфористая кислота ( H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H₃PO₃ известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н₂[НРО₃]

При комнатной температуре H₃PO₃ – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл = 74°С.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является слабой кислотой.

• Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

• Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

• Реагируют с сильными окислителями:

• Реагируют с более слабыми окислителями:

• В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

• При нагревании водного раствора Н₃РO₃окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

• Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

• взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н₂

• взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

• диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

• Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н₂РО₃, например: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO₃, например: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н₃РO₄)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н₃РO₄ получают двумя способами:

• Разложением природного соединения – фосфата кальция Са₃(РO₄)₂ серной кислотой:

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ – прозрачное, легкоплавкое (Т_пл = 42°С) кристаллическое вещество. Н₃РO₄ -очень гигроскопичное вещество и смешивается с водой в любых соотношениях. Н₃РO₄ с небольшим количеством воды образует сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO₃:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO₃, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При добавлении AgNO₃ к кислотам образуются осадки различного цвета:

• метафосфат серебра AgPO₃— белый
• пирофосфат серебра Ag₄P₂O₇ – также белый, но он не свертывает яичного белка
• ортофосфат серебра Ag₃PO₄— желтый:

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

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

• Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

• с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

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

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Анион соли	Название	Растворимость в воде	Примеры солей
PO4 3-	Фосфат (ортофосфат)	большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)	Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO4 2-	Гидрофосфат	растворимы	Na2НРO4; СаНРО4
Н2РO4 —	Дигидрофосфат	очень хорошо растворимы	NaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

• Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

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 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.

V группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (азот, фосфор)

К элементам главной подгруппы V группы периодической таблицы Менделеева относятся:

Общая характеристика элементов 5 группы главной подгруппы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

• атомного радиуса,
• металлических, основных, восстановительных свойств,

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 5 электронов на внешнем слое ns 2 np 3 :

N – 2s 2 2p 3 ;

P – 3s 2 3p 3 ;

As – 4s 2 4p 3 ;

Sb – 5s 2 5p 3 ;

Bi – 6s 2 6p 3

Db – 7s 2 7p 3

Электронное строение азота и фосфора

Нахождение в природе азота и фосфора

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.

Аллотропные модификации фосфора

Способы получения азота

• Разложение некоторых солей аммония:

• Окисление аммиака и солей аммония:

• Восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700°C:

• Пропускание воздуха над раскаленной медью. При этом медь поглощает кислород, а азот с примесями остается:

Промышленный способ

• Т.к. азот в свободном состоянии присутствует в воздухе, то в промышленности его и получают путем разделения воздушной смеси (ректификация жидкого воздуха).

Кроме этого, широко применяются азотные установки и станции, для адсорбционного и мембранного разделения

Химические свойства азота

Молекула азота химически устойчива, вследствие чего азот химически инертен.

Но при определенных условиях он реагирует с металлами, тяжелее с неметаллами.

В реакциях с металлами он выступает в качестве восстановителя, а в реакциях с неметаллами – в качестве окислителя.

Со сложными веществами азот практически не взаимодействует, т.к. его реакционная способность очень мала.

Реакция возможна только с активными веществами и в жестких условиях.

Взаимодействие азота с простыми веществами

С кислородом

С кислородом взаимодействует только при температуре электрических искровых разрядов (2000 о С, в природе – во время грозы):

Процесс сопровождается поглощением теплоты (эндотермическая реакция)

С галогенами (F, Cl, Br, I)

Взаимодействует только со фтором, с образованием фторида азота:

С водородом

Взаимодействует с водородом с образованием аммиака. Реакция обратима, поэтому для смещения равновесия в сторону продуктов реакции реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении и высокой температуре:

При этом происходит выделение теплоты (экзотермическая реакция)

С серой

Не взаимодействует

С фосфором

С углеродом

Реакция протекает при высокой температуре (2000 о С или действие электрического разряда) с образованием дициана:

В присутствии соды реакция протекает с образованием цианид натрия:

С кремнием

Взаимодействие с кремнием с образованием нитрида кремния

С металлами

Реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием нитридов

Взаимодействие возможно как с чистым азотом, так и при горении металлов на воздухе

Взаимодействие азота со сложными веществами

С водой

С кислотами

С водными растворами щелочей

С солями

С оксидами

С гидридами активных металлов

Реагирует с образованием нитридов:

Фосфор

Способы получения фосфора

• Основной способ получения белого фосфора состоит в вакуум-термическом восстановлении природных минералов, содержащих Ca₃(PO₄)_2.:

Таким способом получается фосфор в газообразном состоянии

• Кроме фосфатов используют и другие неорганические соединения фосфора, например:

• Красный и черный фосфор получают из белого фосфора, при температуре около 400ºС, давлении около 12000 Мпа в присутствии катализатора Hg

Химические свойства фосфора

Фосфор вступает в реакции как с металлами, так и неметаллами. В реакциях с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе фосфор выступает в качестве окислителя, с элементами, расположенными выше и правее – в качестве восстановителя.

При недостатке окислителя образуются соединения фосфора (III), при избытке — соединения фосфора (V)

Взаимодействие фосфора с простыми веществами

Взаимодействие с кислородом воздуха приводит к образованию оксидов – ангидридов соответствующих кислот:

Взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов с общей формулой PHal₃ – при недостатке галогена и PHal₅ – при избытке галогена:

Непосредственно не взаимодействует

При взаимодействии с серой образуются сульфиды:

С азотом

С кремнием азот реагирует в очень жестких условиях, с образованием нитридов:

В реакциях с активными металлами фосфор выступает в качестве окислителя, образуя фосфиды металлов:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Красный фосфор реагирует с водой при температуре 700-900ºС и в присутствии катализатора (Cu, Pt, Ti, Zr):

Взаимодействует с кислотами – окислителями:

С щелочными растворами вступает в реакции диспропорционирования, с образованием фосфина:

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

Основное и возбужденное состояние фосфора

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

Природные соединения

• 3Ca₃(PO₄)₂*CaCO₃*Ca(OH,F)₂ - фосфорит
• Ca₁₀(PO₄)₆(F,Cl,OH)₂ - апатит

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

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до P₂.

Реакции с неметаллами

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

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

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

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.

Оксид фосфора V - P₂O₅

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.

Фосфорные кислоты

• Ортофосфорная кислота - H₃PO₄ (трехосновная кислота, соли - фосфаты PO₄ 3- )
• Метафосфорная кислота - HPO₃ (одноосновная кислота, соли - метафосфаты PO₃ - )
• Фосфористая - H₃PO₃ (двухосновная кислота, соли - фосфиты HPO₃ 2- )
• Фосфорноватистая - H₃PO₂ (одноосновная кислота, соли гипофосфиты - H₂PO₂ - )

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

Ортофосфорная кислота

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 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.

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

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

• Фосфоритная мука - Ca₃(PO₄)₂
• Простой суперфосфат - смесь Ca(H₂PO₄)₂*H₂O и CaSO₄
• Двойной суперфосфат - Ca(H₂PO₄)₂*H₂O
• Преципитат - CaHPO₄*2H₂O
• Костная мука - продукт переработки костей домашних животных Ca₃(PO₄)₂
• Аммофос - в основном состоит из моноаммонийфосфата - NH₄H₂PO₄

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:

  
• Установка металлического гаража на дачном участке
  
• Инь вода и инь дерево для инь металла
  
• Типовая инструкция по контролю металла и продлению срока службы основных элементов котлов
  
• Металлическая емкость для алкоголя
  
• Металл для очищения воды