Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

ФОСФОР

Общая характеристика

Фосфор (символ Р - от латинского Phosphorus) - порядковый номер 15, строение внешнего электронного уровня 3s23p3 (электронный аналог азота). В соединениях проявляет степени окисления от -3 до +5, наиболее устойчивы положительные степени окисления +5 и +3.

В природе один стабильный изотоп фосфора - 31Р.

Фосфор в свободном состоянии в природе не встречается. Основными минералами фосфора являются:
Ca3(PO4)2 - фосфорит и Ca3(PO4)2*CaX2, где Х+ОН, F, Cl - апатит. Фосфор содержится в живых организмах: входит в состав костей как один из основных компонентов, в состав нуклеиновых кислот. Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,001.

Простое вещество.

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций:

а) белый фосфор - состоит из молекул Р4

б) красный фосфор - высокомолекулярное вещество

в) черный фосфор - атомные кристаллы со структурой, близкой к структуре графита.

Физические свойства.

Белый фосфор - воскообразное вещество желтоватого цвета с чесночным запахом, легко плавится, летуч, хорошо растворим в CS2, очень ядовит, температура плавления +44oС, кипения +287oС, плотность 1,82 г/см3.

Красный фосфор - твердое вещество без запаха, красного цвета, при нагревании возгоняется, плавится только при повышенном давлении, нерастворим в воде и сероуглероде, плотность 2,36 г/см3, неядовит.

Черный фосфор - серо-черное вещество, по твердости напоминающее графит, без запаха, при нагревании возгоняется, плавится только при повышенном давлении, нерастворим в воде и S2, плотность 2,17 г/см3, неядовит.

Аллотропные модификации могут переходить одна в другую, например:

а) белый фосфор переходит в красный при нагревании белого фосфора без доступавоздуха до 300oС.

б) красный фосфор переходит в белый при быстрой конденсации паров фосфора.

в) белый фосфор переходит в черный при ударном прессовании под давлением 10000 МПа (100000 ат) или при 380oС в присутствии ртути.

Химические свойства.

Наиболее химически активен белый фосфор, активность красного и черного фосфора ниже. Разница в активности выражается в том, что те реакции, которые протекают с участием белого фосфора при комнатной температуре, с участием красного и черного фосфора требуют предварительного нагревания.

С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Фосфор реагирует с простыми веществами:

а) галогенами, например, хлором:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 - при избытке фосфра
2P + 5Cl2 = 2PCl5 - при избытке хлора

б) кислородом:

4P + 3O2 = 2P2O3 - при недостатке кислорода
4P + 5O2 = 2P2O5 - при избытке кислорода

Белый фосфор окисляется кислородом уже при комнатной температуре, энергия при этом выделяется в основном в виде света, именно этим объясняется свечение белого фосфора.

в) с серой при нагревании:

2P + 3S = P2S3 - при недостатке серы
4P + 3S = P4S3 - при избытке фосфора
2P + 5S = P2S5 - при избытке серы

д) с металлами при нагревании, например:

3Ca + 2P = Ca3P2

при этом образуются фосфиды металлов. Все фосфиды можно разделить на две группы:

1. ионные фосфиды - фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов - легко гидролизуются, например:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

2. ковалентные фосфиды - фосфиды переходных металлов - не гидролизуются, не растворяются в воде, устойчивы к действию минеральных кислот. Обладают высокими температурами плавления (>2000oС), проявляют свойства полупроводников.

Фосфор реагирует также со сложными веществами:

а) белый фосфор реагирует с кипящим раствором щелочи:

4P + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

б) окисляется азотной кислотой:

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


Получение фосфора.

В промышленности фосфор получают восстановлением фосфата кальция коксом в присутствии SiO2 в качестве шлакообразователя в электропечах при 1500oС:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 10C + P4

пары фосфора конденсируют водой, при этом получают белый фосфор. При необходимости белый фосфор переводят в красный нагреванием при 300oС без доступа воздуха.

Применение фосфора.

Фосфор применяют для:

а) получения фосфорной кислоты

б) в спичечной промышленности

в) получения полупроводниковых материалов

СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА

Соединения фосфора с водородом

Степень окисления -3. Этой степени окисления соответствует фосфин PH3 - оченьядовитый бесцветный газ с запахом тухлой рыбы. Фосфин плохо растворим в воде, PH3 значительно более слабое основание, чем аммиак, с сильными кислотами (например HClO4, HI) образует соли фосфония:

РH3 + HClO4 = PH4ClO4

Соли фосфония разлагаются водой:

PH4ClO4 = PH3 + HClO4

Фосфин легко окисляется, на воздухе сгорает с образованием белого дыма:

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

При наличии в фосфине примесей дифосфина P2H4 - аналога гидразина - РН3 самовоспламеняется на воздухе.

Фосфин можно получить:

а) гидролизом ионных фосфидов:

Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3

б) кипячением белого фосфора с раствором щелочи:

P4 + 3KOH + 3H2O = 3KH2PO2 + PH3


Кислородные соединения фосфора.

Степень окисления +1. Известна фосфорноватистая кислота Н3РО2 и ее соли - гипохлориты.

Фосфорноватистая кислота - слабая одноосновная кислота:

Фосфорноватистая кислота и ее соли - сильные восстановители, например:

NiCl2+NaH2PO2+2H2O=Ni + H3PO4+ NaCl + HCl+H2

получить фосфорноватистую кислоту можно, вытесняя ее из солей - гипофосфитов - серной кислотой:

NaH2PO2 + H2SO4 = NaHSO4 + H3PO2

или окислением фосфина иодом в водном растворе:

PH3+ 2I2 + 2H2O = H3PO2 + 4HI

Степень окисления +3: оксид фосфора (3) P2O3, фосфористая кислота Н3РО3 и ее соли - фосфиты.

Оксид фосфора (3) - кислотный оксид, при взаимодействии с холодной водой образует фосфористую кислоту:

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3

Фосфористая кислота - двухосновная:

H3PO3 и ее соли - сильные восстановители:

HgCl2+ H3PO3 + H2O = H3PO4 + Hg + 2HCl

Получают Р2О3 окислением фосфора недостатком кислорода:

4P + 3O2 = 2P2O3

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом PCl3:

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl

Степень окисления +5: оксид фосфора (5) P2O5, фосфорные кислоты и их соли - фосфаты.

Р2О5 (или Р4О10) - фосфорный ангидрид - белое снегообразное вещество, жадно поглощает влагу:

P2O5 + H2O = 2HPO3

P2O5 - сильнейший осушитель. Степени окисления фосфора +5 соответствует несколько кислот:

НРО3 - метафосфорная кислота ( на самом деле полимеризована) - сильная

Н4Р2О7 - пирофосфорная кислота - сильная

Н3РО4 - ортофосфорная - по 1-ой ступени диссоциации это кислота средней силы.

Средние соли Н3РО4 называются ортофосфатами (чаще просто фосфатами), кислые - гидрофосфатами и дигидрофосфатами. В воде растворимы фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов, фосфаты и гидрофосфаты остальных металлов плохорастворимы. Все дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде. В водных растворах фосфаты и гидрофосфаты гидролизованы, дигидрофосфаты гидролизу не подвергаются, например: Na3PO4 создает сильнощелочную среду, Na2HPO4 - слабощелочную, NaH2PO4 - слабокислую.

Получение фосфорного ангидрида и фосфорной кислоты.

P2O5 можно получить сжиганием фосфора на воздухе или в кислороде:

4P + 5O2 = 2P2O5

Ортофосфорную кислоту получают в промышленности двумя способами:

1. Вытеснением из фосфорита серной кислотой (получается “экстракционная” кислота):

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4= 3CaSO4 + 2H3PO4

2. Сжиганием фосфора и растворением образующегося фосфорного ангидрида в воде (“термическая” кислота):

4P + 5O2 = 2P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

Иногда термическую фосфорную кислоту получают, действуя на фосфор перегретым (800-900oС) водяным паром:

2P + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2
Применение.

Фосфорную кислоту применяют в промышленности для:

а) получения фосфорных удобрений

б) фосфатирования металлов, например железа - создания на поверхности металла слоя нерастворимого фосфата

в) умягчения воды

г) огнестойкой пропитки

Соли фосфорной кислоты - фосфаты - применяются в качестве удобрений. Основной задачей получения фосфорных удобрений является перевод нарастворимого фосфата Ca3(PO4)2 в растворимые в воде или в кислых почвах ди- и гидрофосфат.



    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7739*25*125*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!