Степень окисления фосфора в соединениях с активными металлами равна

Обновлено: 03.07.2024

Фосфор — это химический элемент 15 - й группы третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Степени окисления атома фосфора — от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии.

В 1669 году гамбургский алхимик Хенниг Бранд открыл фосфор. На своих опытах с человеческой мочой он пытался получить золото путем того, что он настаивал ее несколько дней, а потом кипятил до клейкого состояния. Но вместо золота он получил крупицы белого воскоподобного вещества, которое ярко горело и мерцало в темноте. Само название «фосфор» происходит от греческих слов свет и несу, что дословно означает несущий свет, то есть мерцающий. Иоганн Кункель также получил фосфор одним из первых.

Черный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора.

Красный фосфор был получен в 1847 году австрийским химиком А. Шреттером путем нагревания белого фосфора в атмосфере угарного газа в запаянной колбе.

В 1680 году, в своей статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи» Р. Бойл описал свое получение фосфора независимо от своих коллег химиков. Уже в 1743 Андреас Маргграф усовершенствовал способ получения фосфора. Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом.

Способы получения фосфора

Свободный фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком:

C a 3 ( P O 4 ) 2 + S i O 2 + 5 C = 2 P + 3 C a S i O 3 + 5 C O

Образующие пары белого фосфора конденсируются в приемнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, к примеру, метафосфорную кислоту:

4 H P O 3 + 12 C → 4 P + 2 H 2 + 12 C O

Физические свойства фосфора

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, свойства которых мы рассмотрим в таблице ниже:

Характеристика вещества	Белый фосфор	Черный фосфор	Красный фосфор
Твердость	Небольшая — под водой можно разрезать ножом	Средняя, разрезать сложнее	—
Физическое состояние	Кристаллическое вещество	Кристаллическое вещество	Порошкообразное вещество
Запах	Чесночный	Не обладает	Не обладает
Растворимость	Не растворяется	Не растворяется	Не растворяется
Температура плавления (°С)	44	280	260
Действие на организм	Сильный токсичный яд	Не действует	Не действует
Свечение	Светится в темноте	Не светится	Не светится
Цвет	Бесцветный с желтоватым оттенком	Черный	Темно-красный

Химические свойства

При взаимодействии с металлами фосфор будет являться окислителем, в результате чего образуются фосфиды: 2 P + 3 C a → C a 3 P 2 . Фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина.
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, тем временем красный фосфор горит при поджигании: 4 P + 5 O 2 → 2 P 2 O 5 4 P + 3 O 2 → 2 P 2 O 3 .
С водородом фосфор в реакцию не вступает, но при разложении водой или кислотами фосфидов образуется фосфин 2 P H 3 — ядовитый газ с неприятным запахом: C a 3 P 2 + 6 H 2 O → 2 P H 3 + 3 C a ( O H ) 2 .
При взаимодействии с неметаллами, фосфор будет играть роль восстановителя: 2 P + 3 S → P 2 S 3 2 P + 5 C l 2 → 2 P C l 5 .
В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования: 4 P + 3 K O H + 3 H 2 O → τ P H 3 + 3 K H 2 P O 2 .
Реакция взаимодействия с водяным паром при температуре выше 500 °С, с образованием фосфина и фосфорной кислоты: 8 P + 12 H 2 O → ( > 500 ° C ) 5 P H 3 + 3 H 3 P O 4 .
Взаимодействие красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Катализатором могут выступать: цирконий, медь, титан, платина. 2 P + 8 H 2 O → ( 700 - 900 o C , k a t ) 2 H 3 P O 4 + 5 H 2
Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6 P + 5 K C l O 3 → 5 K C l + 3 P 2 O 5 .
При воздействии сильных окислителей фосфор превращается в фосфорную кислоту: 3 P + 5 H N O 3 + 2 H 2 O → 3 H 3 P O 4 + 5 N O 2 P + 5 H 2 S O 4 → 2 H 3 P O 4 + 5 S O 2 + 2 H 2 O .

Степени окисления фосфора в соединениях

Атомы фосфора в соединениях имеют степени окисления 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор входит в состав многих веществ организма (нуклеотиды, фосфолипиды и другие).
Фосфолипиды являются основным компонентом мембран всех клеток в организме человека.
В костях фосфор находится в виде гидроксиапатита, в зубах в виде фторапатита, выполняя строительную функцию.
Остатки фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов, а также в состав аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) и креатинфосфата — важнейшие переносчики и накопители энергии.
Остатки фосфорной кислоты также входят в состав буферной системы крови, регулируя ее значение pH.
Необходим для поддержания нормальной структуры костной ткани скелета, зубов.
Участвует в внутриклеточных биохимических процессах, которые обеспечивают питание клетки и выполнений своих функций.

Белый фосфор очень ядовит и может спровоцировать острое отравление. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2—3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды.

Применение фосфора

Фосфор используют в больших количествах на промышленных производствах, для изготовления моющих средств, производстве лекарственных препаратов, производство ядохимикатов.

Широко применяется в химической промышленности, сельском хозяйстве, минеральных удобрениях, в производстве фосфорного ангидрида. Красный фосфор используется для изготовления упаковок спичек.

Фосфорная кислота

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H₃PO₄, мета-фосфорную HPO₃, пиро-фосфорную H₄P₂O₇.

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет ортофосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.) .

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например , концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая) .

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

HPO₄ 2– ⇄ H + + PO₄ 3–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

4. При нагревании H₃PO₄ до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , фосфорная кислота реагирует с магнием:

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

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.

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.

Читайте также: