Фосфор конфигурация: Электронная конфигурация фосфора - Управленческое образование

Содержание

Электронная конфигурация фосфора — Справочник химика 21

Главную подгруппу пятой группы составляют азот, фосфор, мышьяк, сурьма н висмут. Электронные конфигурации всех этих элементов см. в табл. 1, на внещнем электронном уровне элементов содержится по пять электронов. Поэтому элементы подгруппы азота могут проявлять в своих соединениях степень окисления от (3—), до (5 + ). [c.298]

Главная подгруппа V группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева включает пять элементов азот N, фосфор Р, мышьяк Аа, сурьму 8Ь и висмут В1. Каждый из этих элементов на внешнем слое имеет 5 электронов (конфигурация С увеличением атомного номера свойства простых веществ, образованных атомами элементов этой подгруппы, закономерно изменяются увеличивается плотность, усиливается окраска, уменьшается электроотрицательность. Азот и фосфор — типичные неметаллы, висмут имеет больше металлических свойств.

Мышьяк и сурьма занимают промежуточное положение. Многие их соединения обладают полупроводниковыми свойствами. Физические свойства элементов приведены в таблице 26, свойства простых веществ в таблице 27. [c.118]

Фосфор имеет электронную конфигурацию и рас- [c.596]

Объясните различие между первой энергией ионизации фосфора, Р (1063 кДж моль ) и серы, 8 (1000 кДж моль ), основываясь на сопоставлении валентных орбитальных электронных конфигураций атомов Р и 8. [c.401]

Элементы главной подгруппы V группы — азот Ы, фосфор Р, мышьяк Аз, сурьма 8Ь, висмут 81. Согласно электронным конфигурациям их атомов [c.343]

Во внешнем электронном слое атома фосфора имеется 5 электронов, и его электронная конфигурация может быть представлена схемой 5 25Чр 35 р . Максимальную валенг-ность, равную 5, атом фосфора проявляет в результате возбуждения 3 электронов [c.180]

Общая характеристика элементов. Главную подгруппу пятой группы составляют азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Каждый из этих элементов имеет электронную конфигурацию на внешнем уровне пз пр . Азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют и металлические свойства, висмут — типичный металл. [c.205]

Азот и фосфор являются элементами УА группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов из них три р-электрона. Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность, равную трем. Наибольшее изменение в химических свойствах элементов УА группы наблюдается при переходе от азота к фосфору. В атомах азота внешним энергетическим уровнем является второй, содержащий только 5- и р-поду ровни, а подуровень с1 отсутствует. Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличить число непарныхэлектронов максимум до четырех и при этомза счет потери одного электрона. В этом случае образуется электронная конфигурация а азот становится четырехвалентным, как в ионе [ЫН4] . Поэтому азот не проявляет валентности, равной пяти. В атомах фосфора наружным энергетическим уровнем является третий, состоящий из трех подуровней з, р и й. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования -подуровня с образованием электронной конфигурации поэтому фосфор в отличие от азота может проявлять валентность, равную пяти. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов соответственно больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор при химических реакциях не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Сродство к электрону этих элементов незначительно и поэтому они, как правило, не превращаются и в элементарные анионы. Азот и фосфор образуют соединения как с кислородом, так и с водородом, только с ковалентными связями. Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами. Причем свойства неметаллов у них выражены сильнее, чем у углерода и кремния.

[c.213]

Валентная электронная конфигурация всех элементов VA-группы— ns np , т. е. на внешнем энергетическом (валентном) уровне они содержат 2 спаренных s-электрона и 3 неспаренных (в соответствии с правилом Гунда) электрона на трехкратно вырожденном р-уровне. Однако между элементами этой группы существуют и различия в электронном строении. Так, у фосфора в отличие от азота впервые появляется вакантный внешний М-уровепь, что обусловливает возможность промотирования одного 35-электрона с образованием пятиковалентного состояния, которое, как известно, отсутствует у азота. У мышьяка, сурьмы и висмута к вакантному -уровню добавляется еще в отличие от фосфора полностью завершенный внутренний (п—1) -уровень, а у висмута, следующего за лентаноидами, кроме того, и 4/ -уровень. [c.282]

Фосфор — аналог азота, так как электронная конфигурация его валентных электронов, как и у азота, s p . Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус (см. п. 3 и п. 6 табл. 10.1). Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречается степень окисления —3 и чаш,е -f-5. Мало характерны и другие степени окисления (см. п. 5, табл. 10.1).

[c.199]

Из 90 элементов периодической системы Д. И. Менделеева, находящихся в естественных условиях на Земле, лишь восемнадцать элементов входят в состав биологических систем. Шесть элементов — углерод, водород, азот, кислород, фосфор, сера — играют исключительную роль в биосистемах они входят в состав белков и нуклеиновых кислот и составляют основу жизни на земле. Среди них легчайшие атомы, у которых наиболее распространенными и устойчивыми степенями окисления являются 1 (Н) 2 (О) 3 (Ы) 4 (С) 5 (Р) 6 (5) и которые отвечают наиболее стабильным электронным конфигурациям. Существенное значение для жизнедеятельности организмов имеют 12 следующих элемен-

[c.561]

Подгруппа иьппьяка. Характеристика элементов УА-группы. Валентная электронная конфигурация всех элементов УА-Г1зуппы — пз пр , т.е. на внешнем энергетическом (валентном) уровне они содержат два спаренных -электрона и три неспаренных электрона на трехкратно вырожденном пр-уровне. Однако между элементами этой группы существуют и р личия в электронном строении. У мышьяка, сурьмы и висмута к вакантному пс(-уровню добавляется еще в отличие от фосфора полностью завершенный внутренний (п — 1) -уровень, а у висмута, следующего за лантаноидами, кроме того, и 4/ -уровень. В силу наличия внутренних и /оболочек, экранирующих внешние электроны, в ряду Аз — 8Ь — В1 проявляется вторичная периодичность. В результате этого для среднего элемента ряда — сурьмы — степень окисления +5 оказывается более стабильной, чем для мышьяка и висмута.

[c.417]

Р. Атом фосфора в основном электронном состоянии имеет следующую электронную конфигурацию ls 2s 2p 3s 3p . [c.403]

Фосфор, мышьяк, сурьма и висмут составляют главную подгруппу V группы. Наружный энергии ческий уровень характеризуется электронной конфигурацией ns np , поэтому в невозбужденном состоянии элементы подгруппы азота имеют валентность 3. [c.212]

Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома фосфора всех валентных электронов [c.27]

Фосфор имеет электронную конфигурацию [Ке]35 3р . Подобно азоту, он проявляет степени окисления, начиная от — 3 и кончая + 5. Благодаря более низкой электроотрицательности фосфор чаще, чем азот, встречается в положительных состояниях окисления. Более того, соединения, в которых фосфор имеет степень окисления + 5, не являются сильными окислителями, как соответствующие соединения азота. Соединения, в которых фосфор находится в состоянии окисления — 3, гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения азота.

[c.321]

Главную подгруппу V группы составляют азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Каждый из элементов имеет электронную конфигурацию на внешнем уровне пз пр и может проявлять в своих соединениях степень окисления от -3 до +5. Азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк проявляет и металлические свойства, сурьма и висмут — типичные металлы. Наибольшее значение из элементов данной группы имеют азот и фосфор. Оба этих элемента входят в состав живых организмов и очень важны для эффективного роста растений. Азот является одним из химических элементов белков, а фосфор — нуклеиновых кислот. Хорошо известно, что соединения азота и фосфора в составе удобрений вносят в почву для повышения урожайности. [c.187]

Переходные металлы с частично заполненными -орбиталя-ми, т. е. с электронной конфигурацией (га — 1)с1 , н пример, Т1(Ш), У(П), Сг(Ш), Мп(П), Ре(П), Ре(П1). Со(П), №(П), Си(П), Р(1(П), Pt(П). Они образуют комплексы как с кислород- и азотсодержащими лигандами, так и с лигандами, содержащими серу, фосфор и другие элементы.

[c.504]

В табл. 115 приведены уровни энергии атома фосфора, соответствующие указанной электронной конфигурации, согласно справочнику Мур [2941] . Следующее электронное состояние атома фосфора соответствующее электронной конфигурации ls 2s 2p 3s 3p 4s, имеет энергию 55939,23 см . Этот и более высокие уровни энергии атома фосфора в настоящем Справочнике не рассматриваются. [c.403]

Мы пишем обозначения 1 , 2р и т, д. для различных оболочек с показателями, указывающими число электронов в оболочке. Таким образом, нормальная конфигурация лития будет (15)2 25), а нормальная конфигурация фосфора—(15)2 (25)М (35)МЗМ
[c.176]

Строение атома азота характеризуется электронной конфигурацией 1з 2з 2р . Три р-электрона занимают разные орбитали 2рх, 2ру, 2рг и их спины неспарены. Потенциалы ионизации азота (эВ) /1 = 14,54, /2 = 29,60, /з = 47,43 — гораздо больше потенциалов ионизации других элементов V группы. Изменение первого потенциала ионизации элементов от фосфора (10,48) до висмута (7,29) меньше, чем различие между азотом и фосфором, что является еще одним указанием на своеобразный характер элементов второго периода. Высокое значение потенциала ионизации азота объясняет отсутствие соединений, содержащих положительные ионы азота (о их образовании в атмосфере см. ниже). [c.173]

Электронная конфигурация атома фосфора записывается в виде (1з)2(25)2(2р) (35) (3р) Следовательно, атом фосфора [c.632]

Электронная конфигурация атома фосфора выражается формулой [Ме]35 3р Первый потенциал ионизации равен 10,48зВ, электроотрицательность 2,06, ковалентный радиус 0,11 нм. Фосфор образует преимущественно ковалентные связи. Ионные встречаются редко (фосфиды щелочных металлов, по-видимому, содержат отрицательно заряженный ион фосфора), так как для перевода фос-

[c.180]

Фосфор находится в третьем периоде и V группе периодической системы электронная конфигурация его внешней оболочки сходна с конфигурацией азота (рис. 31-2). Вследствие этого можно ожидать определенного сходства в химии органических производных этих двух элементов. Однако существует ряд резко выраженных различий некоторые из них становятся совершенно очевидными уже при сравнении основных типов органических соединений, образуемых [c.604]

Несмотря на то, что электронная конфигурация атомов мышьяка, сурьмы и висмута сходна с электронной конфигурацией атомов азота и фосфора (см. табл. 20), по ряду свойств эти элементы заметно отличаются. Как видно из данных табл. 20, с увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду N—Р—Аз—5Ь—В1. [c.334]

Эти два элемента (N и О) вместе с их аналогами из 3-го периода (фосфором и серой) образуют важнейшие ковалентные связи, скрепляющие скелет из цепочки углеродных атомов, и создают практически все огромное разнообразие органических соединений. Далее за азотом и кислородом в периодической системе следует фтор. Он не принимает никакого участия в построении организмов, так как образует слишком крепкие связи. Присоединяя один электрон, он приобретает настолько стабильную электронную конфигурацию, что изменить ее не может ни один химический агент. Следовательно, его недостатки в некотором смысле противоположны недостаткам лития. Так же как и литий, фтор обладает заметной физиологической активностью. При избыточном содержании фтора в почве развиваются необычные формы растении. У животных и человека этот элемент содержится в костной ткани и эмали зубов. Известно, что он угнетает функцию щитовидной железы. Содержание фтора в организме отражается на состоянии зубов. При его недостатке развивается кариес, а при избытке — флюороз (разрушение зубной эмали). [c.179]

Несмотря на то, что атомы мышьяка, сурьмы, висмута по электронной конфигурации сходны с атомами азота и фосфора (см. табл. 13), по ряду свойств Аз, 5Ь, В и пх соединения заметно отличаются от азота и фосфора, а также и их соединений. [c.264]

Фосфор химически активен и непосредственно взаимодействует с больщннством простых веществ. Электронная конфигурация внешнего слоя фосфора Зs , Зр . поэтому для фосфора наиболее характерны степени окисления (-Ь5) — Н3РО4, (3+) — РС1з и (3—) —РН3. [c.306]

Какова электронная конфигурация атома фосфора в возбужденном состоянии, предшествующем образованию РС1б [c.22]

Поскольку каждый атом фосфора имеет как неподеленную пару электронов, так и вакантные З -орбитали, очевидно существует возможность для я-связывания о наличии некоторой делокализации электронов свидетельствует, по-видимому, интенсивное ультрафиолетовое поглощение этих соединений в УФ-области спектра по сравнению с монофосфинами. Делались попытки измерения барьера вращения вокруг связи Р—Р в дифосфинах, поскольку этот параметр более точно отражает природу связи между атомами, однако данные об энергии такого вращения пока отсутствуют [109]. Дифосфины типа (67) могут существовать в мезо- и ( )-диастереомерных формах, обладающих различными спектрами ПМР однако при повышении температуры эти спектры превращаются в один усредненный спектр. Механизм взаимопревращения диастереомеров включает инверсию конфигурации фосфора и вращение вокруг связи Р—Р (схема [c.636]

Изменение модификаций [83]. При высоком давлении очень многие вещества переходят в другие модификации. Так, для льда известны семь различных модификаций, последняя из которых существует в области температур до +220°.Белый фосфор превращается мгновенно в черный фосфор при комнатной температуре и ударном давлении 100 ООО ат [94]. Цезий, находящийся ниже 50 ООО ат в плотнейшей упаковке, при превышении этого давления переходит с изменением электронной конфигурации в другую модификацию, объем которой на 12% меньше. В результате многих работ, связанных с синтезом алмаза, удалось установить, что выше 3000° К и при давлении более 30 ООО ат графит можно перевести в алмаз. При этих условиях удалось осуществить техническое получение мелких алмазов [95—97]. Гексагональный мягкий боронитрид при давлении более 70 ООО ат переходит в кубическую модификацию, которая обладает той же решеткой и твердостью, что и алмаз. [c.556]

Рассмотрение биогенных элементов удобнее проводить в периодической последовательности (т. е. по периодам), что позволяет связать вопрос о выборе биогенных элементов, использованных природой, с положением каждого из них в периодической системе. Этим достигается более глубокое понимание специфических и индивидуальных свойств определенного химического элемента и связь их с критериями его биогенной характеристики. Лучше всего это выявляется при рассмотрении изменений, происходящих с атомами при увеличении заряда ядра и сохранении неизменным числа электронных уровней. Тогда становится объяснимым различие биогенных ролей членов 2-го и 3-го периодов. Вниманию в таком случае предстает полный набор элементов, приобретающих стабильные электронные конфигурации после присоединения дополнительно от одного до четырех электроиов или после передачи другим атомам от одного до трех. В первом случае это водород и хлор (1 электрон) кислород и сера (2 электрона) азот и фосфор (3 электрона) и, наконец, углерод (4 электрона). Кремний участвует только в образовании особо устойчивых структур. Фтор необходим для деятельности биомолекуляр-ных структур в меньшей степени. Дополпяют упомянутый выше набор элементы, приобретающие повышенную стабильность, отдавая один, два или три электрона Ы+, Ма+, К+, М +, Ве + и, наконец, бор (Вз+). Что касается особой роли железа в состояниях Ре + и Ре + (т. е. при потере обоих внешних или соответственно внешних и шестого электрона с За-орбитали), то такие ионы [c.175]

Фосфор. Химия фосфора и его соединений

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства

Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов

Оксиды фосфора
1. Оксид фосфора (III)
2. Оксид фосфора (V)

Фосфорная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства

3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы

Фосфористая кислота

Соли фосфорной кислоты

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

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.

Белый фосфор:

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^оС 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.

Черный фосфор:

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.

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид фосфора (V) P₂O₅ ортофосфорная кислота H₃PO₄ метафосфорная кислота HPO₃ пирофосфорная кислота H₄P₂O₇ фосфаты MePO₄ Гидрофосфаты MeНРО₄ Дигидрофосфаты MeН₂РО₄ Галогенангидриды: PОCl₃, PCl₅
+3	Оксид фосфора (III) P₂O₃ Фосфористая кислота H₃PO₃ Фосфиты MeHPO₃ Галогенангидриды: PCl₃
+1	Фосфорноватистая кислота H₃PO₂ Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты: MeH₂PO₂
-3	Фосфин PH₃ Фосфиды металлов MeP

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C → 3CaSiO₃ + 5CO + 2P

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.

4HPO₃ + 10C → P₄+ 2H₂O + 10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal₃ и PHal₅:

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

2P + 3Ca → Ca₃P₂

2P + 3Mg → Mg₃P₂

Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P + 3Na → Na₃P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

5HNO₃ + 3P + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑

Серная кислота также окисляет фосфор:

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют фосфор:

6P + 5KClO₃ → 3P₂O₅ + 5KCl

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):

2P + 5Ag₂O → P₂O₅ + 10Ag

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

4P + 3KOH + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃↑ или

P₄ + 3KOH + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃↑

Или с гидроксидом кальция:

8P + 3Ca(OH)₂ + 6H₂O → 3Ca(H₂PO₂)₂ + 2PH₃↑

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH₃ – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5^о.

У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Ca₃P₂+ 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃

Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:

Mg₃P₂+ 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

4P + 3KOH + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃↑

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.

Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

PH₃ + HI → PH₄I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

2PH₃ + 4O₂ → P₂O₅ + 3H₂O

PH₃ + 2O₂ → H₃PO₄

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

PH₃ + 8HNO₃ → H₃PO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Серная кислота также окисляет фосфин:

PH₃ + 3H₂SO₄ → H₃PO₄ + 3SO₂ + 3H₂O

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Фосфиды

Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.

Способы получения фосфидов

Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.

Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:

2P + 3Mg → Mg₃P₂

2P + 3Ca → Ca₃P₂

Фосфор взаимодействует с натрием:

P + 3Na → Na₃P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Например, фосфид кальция разлагается водой:

Ca₃P₂+ 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Mg₃P₂+ 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.

Оксиды фосфора

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
P₂O₃ Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид	белый	твердый	кислотный
P₂O₅Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид	белый	твердый	кислотный

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) – это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях. Пары состоят из молекул P₄O₆.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P₂O₃(P₄O₆) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P₂O₃ реакции диспропорционирования.

Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2Р₂О₃ + 6Н₂О _(гор.) → РН₃ + 3Н₃РО₄

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется кислородом:

Р₂О₃ + О₂ → Р₂О₅

3. С другой стороны Р₂О₃ проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 3Н₂О → 2Н₃РО₃

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Р₂О₃ + 4KOH → 2K₂HРО₃ + H₂O

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

P₂O₅ + H₂SO₄ → 2HPO₃ + SO₃

P₂O₅ + 2HNO₃ → 2HPO₃ + N₂O₅

P₂O₅ + 2CH₃COOH → 2HPO₃ + (CH₃CO)₂O

2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

P₂O₅ + 2H₂O → 2H₄P₂O₇

P₂O₅ + H₂O → HPO₃

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.

Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

P₂O₅ + 6NaOH → 2Na₃PO₄ + 3H₂O

P₂O₅ + 2NaOH + H₂O → 2NaH₂PO₄

P₂O₅ + 4NaOH → 2Na₂HPO₄ + H₂O

Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

P₂O₅ + 3BaO → Ba₃(PO₄)₂

Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

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 орто-фосфорная кислота.

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

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

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:

Ca₃(PO₄)_2(тв) + 3H₂SO_4(конц) → 2H₃PO₄ + 3CaSO₄

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:

5HNO₃ + P → H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

Химические свойства

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

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

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^– ⇄ H⁺ + HPO₄^2–

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:

2H₃PO₄ + 3MgO → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂O

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

H₃PO₄ + КОН → KH₂РО₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2КОН → К₂НРО₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + 3КОН → К₃РО₄ + 3H₂O

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:

Н₃PO₄ + 3NaHCO₃ → Na₃PO₄ + CO₂ + 3H₂O

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

2H₃PO₄ → H₂P₂O₇ + H₂O

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:

2H₃PO₄ + 3Mg → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

2H₃PO₄ + 3NH₃ → NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄

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

Н₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3НNO₃

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

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H₃PO₃ — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

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

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Например, гидролизом хлорида фосфора (III):

PCl₃+ 3H₂O → H₃PO₃+ 3HCl

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Р₂О₃ + 3Н₂О → 2Н₃РО₃

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H₃PO₃ в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:

H₃PO₃+ 2NaOH → Na₂HPO₃+ 2H₂O

2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р^-3) и фосфорную кислоту (Р⁺⁵):

4H₃PO₃ → 3H₃PO₄ + PH₃

3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.

Например, H₃PO₃ окисляется перманганатом калия в кислой среде:

5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O → H₃PO₄ + Hg + 2HCl

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра.

K₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3KNO₃

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:

Ca₃(PO₄)₂ + 8C → Ca₃P₂ + 8CO

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

3Ca₃(PO₄)₂ + 16Al → 3Ca₃P₂ + 8Al₂O₃

4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.

Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

K₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2KH₂PO₄

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

K₂HPO₄ + KOH → K₃PO₄ + H₂O

5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.

Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:

NaH₂PO₄ + 2NaOH → Na₃PO₄ + 2H₂O

100 ballov.kz образовательный портал для подготовки к ЕНТ и КТА

Код и классификация направлений подготовки	Код группы образовательной программы	Наименование групп образовательных программ	Количество мест
8D01 Педагогические науки
8D011 Педагогика и психология	D001	Педагогика и психология	45
8D012 Педагогика дошкольного воспитания и обучения	D002	Дошкольное обучение и воспитание	5
8D013 Подготовка педагогов без предметной специализации	D003	Подготовка педагогов без предметной специализации	22
8D014 Подготовка педагогов с предметной специализацией общего развития	D005	Подготовка педагогов физической культуры	7
8D015 Подготовка педагогов по естественнонаучным предметам	D010	Подготовка педагогов математики	30
	D011	Подготовка педагогов физики (казахский, русский, английский языки)	23
	D012	Подготовка педагогов информатики (казахский, русский, английский языки)	35
	D013	Подготовка педагогов химии (казахский, русский, английский языки)	22
	D014	Подготовка педагогов биологии (казахский, русский, английский языки)	18
	D015	Подготовка педагогов географии	18
8D016 Подготовка педагогов по гуманитарным предметам	D016	Подготовка педагогов истории	17
8D017 Подготовка педагогов по языкам и литературе	D017	Подготовка педагогов казахского языка и литературы	37
	D018	Подготовка педагогов русского языка и литературы	24
	D019	Подготовка педагогов иностранного языка	37
8D018 Подготовка специалистов по социальной педагогике и самопознанию	D020	Подготовка кадров по социальной педагогике и самопознанию	10
8D019 Cпециальная педагогика	D021	Cпециальная педагогика	20
		Всего	370
8D02 Искусство и гуманитарные науки
8D022 Гуманитарные науки	D050	Философия и этика	20
	D051	Религия и теология	11
	D052	Исламоведение	6
	D053	История и археология	33
	D054	Тюркология	7
	D055	Востоковедение	10
8D023 Языки и литература	D056	Переводческое дело, синхронный перевод	16
	D057	Лингвистика	15
	D058	Литература	26
	D059	Иностранная филология	19
	D060	Филология	42
		Всего	205
8D03 Социальные науки, журналистика и информация
8D031 Социальные науки	D061	Социология	20
	D062	Культурология	12
	D063	Политология и конфликтология	25
	D064	Международные отношения	13
	D065	Регионоведение	16
	D066	Психология	17
8D032 Журналистика и информация	D067	Журналистика и репортерское дело	12
8D032 Журналистика и информация	D069	Библиотечное дело, обработка информации и архивное дело	3
		Всего	118
8D04 Бизнес, управление и право
8D041 Бизнес и управление	D070	Экономика	39
	D071	Государственное и местное управление	28
	D072	Менеджмент и управление	12
	D073	Аудит и налогообложение	8
	D074	Финансы, банковское и страховое дело	21
	D075	Маркетинг и реклама	7
8D042 Право	D078	Право	30
		Всего	145
8D05 Естественные науки, математика и статистика
8D051 Биологические и смежные науки	D080	Биология	40
	D081	Генетика	4
	D082	Биотехнология	19
	D083	Геоботаника	10
8D052 Окружающая среда	D084	География	10
	D085	Гидрология	8
	D086	Метеорология	5
	D087	Технология охраны окружающей среды	15
	D088	Гидрогеология и инженерная геология	7
8D053 Физические и химические науки	D089	Химия	50
8D053 Физические и химические науки	D090	Физика	70
8D054 Математика и статистика	D092	Математика и статистика	50
8D054 Математика и статистика	D093	Механика	4
		Всего	292
8D06 Информационно-коммуникационные технологии
8D061 Информационно-коммуникационные технологии	D094	Информационные технологии	80
8D062 Телекоммуникации	D096	Коммуникации и коммуникационные технологии	14
8D063 Информационная безопасность	D095	Информационная безопасность	26
		Всего	120
8D07 Инженерные, обрабатывающие и строительные отрасли
8D071 Инженерия и инженерное дело	D097	Химическая инженерия и процессы	46
	D098	Теплоэнергетика	22
	D099	Энергетика и электротехника	28
	D100	Автоматизация и управление	32
	D101	Материаловедение и технология новых материалов	10
	D102	Робототехника и мехатроника	13
	D103	Механика и металлообработка	35
	D104	Транспорт, транспортная техника и технологии	18
	D105	Авиационная техника и технологии	3
	D107	Космическая инженерия	6
	D108	Наноматериалы и нанотехнологии	21
	D109	Нефтяная и рудная геофизика	6
8D072 Производственные и обрабатывающие отрасли	D111	Производство продуктов питания	20
	D114	Текстиль: одежда, обувь и кожаные изделия	9
	D115	Нефтяная инженерия	15
	D116	Горная инженерия	19
	D117	Металлургическая инженерия	20
	D119	Технология фармацевтического производства	13
	D121	Геология	24
8D073 Архитектура и строительство	D122	Архитектура	15
	D123	Геодезия	16
	D124	Строительство	12
	D125	Производство строительных материалов, изделий и конструкций	13
	D128	Землеустройство	14
8D074 Водное хозяйство	D129	Гидротехническое строительство	5
8D075 Стандартизация, сертификация и метрология (по отраслям)	D130	Стандартизация, сертификация и метрология (по отраслям)	11
		Всего	446
8D08 Сельское хозяйство и биоресурсы
8D081 Агрономия	D131	Растениеводство	22
8D082 Животноводство	D132	Животноводство	12
8D083 Лесное хозяйство	D133	Лесное хозяйство	6
8D084 Рыбное хозяйство	D134	Рыбное хозяйство	4
8D087 Агроинженерия	D135	Энергообеспечение сельского хозяйства	5
8D087 Агроинженерия	D136	Автотранспортные средства	3
8D086 Водные ресурсы и водопользование	D137	Водные ресурсы и водопользования	11
		Всего	63
8D09 Ветеринария
8D091 Ветеринария	D138	Ветеринария	21
		Всего	21
8D11 Услуги
8D111 Сфера обслуживания	D143	Туризм	11
8D112 Гигиена и охрана труда на производстве	D146	Санитарно-профилактические мероприятия	5
8D113 Транспортные услуги	D147	Транспортные услуги	5
8D113 Транспортные услуги	D148	Логистика (по отраслям)	4
8D114 Социальное обеспечение	D142	Социальная работа	10
		Всего	35
		Итого	1815
		АОО «Назарбаев Университет»	65
		Стипендиальная программа на обучение иностранных граждан, в том числе лиц казахской национальности, не являющихся гражданами Республики Казахстан	10
		Всего	1890

Фосфор. Химия фосфора | Ваш репетитор — Виктор Степанов

Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс «40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии«.

Создать карусель Добавьте описание

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:

Создать карусель Добавьте описание

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

Создать карусель Добавьте описание

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).

Создать карусель Добавьте описание

Белый фосфор

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Плавление белого фосфора

Создать карусель Добавьте описание

Черный фосфор

Создать карусель Добавьте описание

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Создать карусель Добавьте описание

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

Создать карусель Добавьте описание

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Создать карусель Добавьте описание

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

Горение белого фосфора

Горение красного фосфора

Создать карусель Добавьте описание

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

Создать карусель Добавьте описание

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

Создать карусель Добавьте описание

Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Создать карусель Добавьте описание

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью.

Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Красный фосфор + бертолетова соль

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Создать карусель Добавьте описание

Или с гидроксидом кальция:

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

К элементам главной подгруппы V группы периодической таблицы Менделеева относятся:

Азот N
Фосфор P
Мышьяк As
Сурьма Sb
Висмут Bi

Общая характеристика элементов 5 группы главной подгруппы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 5 электронов на внешнем слое ns²np³:

N – 2s² 2p³;

P – 3s²3p³;

As – 4s² 4p³;

Sb – 5s² 5p³;

Bi – 6s² 6p³

Db – 7s²7p³

Электронное строение азота и фосфора

Нахождение в природе азота и фосфора

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

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

Азот

Способы получения азота

Лабораторный способ

Разложение азидов щелочных металлов:

2NaN₃→ 2Na + 3N₂

Разложение некоторых солей аммония:

NH₄NO₂ → N₂+ 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂+ 4H₂O + Cr₂O₃

Окисление аммиака и солей аммония:

4NH₃+ 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

8NH₃+ 3Br₂→ 2N₂ + 6NH₄Br

NH₄Cl + NaNO₂ → N₂ + NaCl + 2H₂O

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

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

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

2Cu + O₂ = 2CuO

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^оС, в природе – во время грозы):

N₂+ O₂⇄ 2NO – Q

Процесс сопровождается поглощением теплоты (эндотермическая реакция)

С галогенами (F, Cl, Br, I)

Взаимодействует только со фтором, с образованием фторида азота:

N₂ + 3F₂ = 2NF₃

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:

N₂+ ЗН₂⇄ 2NH₃

При этом происходит выделение теплоты (экзотермическая реакция)

С серой

Не взаимодействует

С фосфором

Не взаимодействует

С углеродом

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

2С + N₂→ N≡C–C≡N

В присутствии соды реакция протекает с образованием цианид натрия:

2N₂ + 5C + 2Na₂CО₃ = 4NaCN + 3CО₂↑

С кремнием

Взаимодействие с кремнием с образованием нитрида кремния

2N₂ + 3Si = Si₃N₄

С металлами

Реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием нитридов

N₂ + 6Li = 2Li₃N

N₂ + 6Cs = 2Cs₃N

N₂ + 3Mg = Mg₃N₂

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

Взаимодействие азота со сложными веществами

С водой

Не взаимодействует

С кислотами

Не взаимодействует

С водными растворами щелочей

Не взаимодействует

С солями

Не взаимодействует

С оксидами

Не взаимодействует

С гидридами активных металлов

Реагирует с образованием нитридов:

N₂ + 3LiH → Li₃N + NH₃

Фосфор

Способы получения фосфора

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

Ca₃(PO₄)₂+ 3SiO₂ + 5C → 3CaSiO₃+ 5CO + 2P

Таким способом получается фосфор в газообразном состоянии

Кроме фосфатов используют и другие неорганические соединения фосфора, например:

4HPO₃ + 10C → P₄+ 2H₂O + 10 CO

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

С кислородом

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

4P + 3O₂ → 2P₂O₃

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

С галогенами (F, Cl, Br, I)

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

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

С водородом

Непосредственно не взаимодействует

С серой

При взаимодействии с серой образуются сульфиды:

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

С азотом

Не взаимодействует

С углеродом

Не взаимодействует

С кремнием

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

3Si + 2N₂→ Si₃N₄

С металлами

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

2Р + ЗСа = Са₃Р₂

Р + 3Na = Na₃P

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

С водой

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

2P + 8H₂O = 2H₃PO₄ + 5H₂

С кислотами

Взаимодействует с кислотами – окислителями:

Р + 5HNО₃(конц.) = Н₃РО₄ + 5NО₂ + Н₂О

ЗР + 5HNО₃(разб.) + 2Н₂О = ЗН₃РО₄ + 5NO

2Р + 5H₂SО₄(конц.)= 2Н₃РО₄ + 5SО₂ + 2Н₂О

С водными растворами щелочей

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

4Р + ЗКОН + 3Н₂О = РH₃↑ + ЗКН₂PО₂

8Р + ЗВа(ОН)₂+ 6Н₂О = 2PH₃↑ +ЗВа(Н₂PО₂)₂

С солями

Не взаимодействует

С оксидами

Взаимодействует с сильными окислителями:

8Р+ 10NО₂ = 4P₂О₅ + 5N₂

1. Какая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня соответствует атому фосфора?

1. Какая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня соответствует атому — страница №1/1

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): оболочки и подоболочки
Корпус	Количество корпусов	Имена подоболочек
1	1	1с
2	2	2s и 2p
3	3	3s , 3p и 3d
4	4	4s , 4p , 4d и 4f

Таблица \ (\ PageIndex {2} \): Количество электронов
Корпус	Максимальное количество электронов
с	2
п.	6
г	10
f	14

а	б	c
1145	550.3	1126,1 вечера

альфа	бета	гамма
1,25384	1,57725	1,24896

n		с	п.
1	К	2
2	л	2	6
3	M	2	3

Число энергии ионизации	Энтальпия — кДж / моль
1	1011.8
2	1907
3	2914,1
4	4963,6
5	6273,9
6	21267
7	25431
8	29872
9	35905
10	40950

База данных	Идентификационный номер
Количество CAS — Химическая служба рефератов ( CAS )	CAS7723-14-0
Номер CID	{CID5462309, CID5462309, CID123286, CID5460700}
Число Гмелина	{N / A, N / A, N / A, N / A}
Номер НСК	{НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Номер RTECS	{Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}

Эффективные ядерные заряды по фосфору
1с	14.5578
2с	9,83	2п	10,96
3с	5,64	3п	4,89	3d	(нет данных)
4s	(нет данных)	4п	(нет данных)	4д	(нет данных)	4ф	(нет данных)
5s	(нет данных)	5п	(нет данных)	5д	(нет данных)
6s	(нет данных)	6п	(нет данных)
7с

Энергии связи электрона для фосфора. Все значения энергий связи электронов приведены в эВ. Энергии связи указаны относительно уровня вакуума для инертных газов и молекул H ₂, N ₂, O ₂, F ₂ и Cl ₂; относительно уровня Ферми для металлов; и относительно верха валентной зоны для полупроводников.
Этикетка	Орбитальный	эВ [ссылка на литературу]
K	1s	2145,5 [1]
L _I	2s	189 [2]
L			1/2 136 [2]
L _III	2p _3/2	135 [2]

Тест «Фосфор»
1. Какая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня соответствует атому фосфора?
1) 3s²3p⁶ 2) 3s²3p³ 3)4s²4p³ 4)3s²3p⁵
2. Степень окисления -3 фосфор проявляет в соединении
1) PH₃ 2) P₂O₃ 3)NaH₂PO₄ 4)H₃PO₄
3. Фосфор в природе встречается главным образом в виде:
1) фосфата кальция, 3) оксидов,
2) фосфорной кислоты, 4) в свободном состоянии
4. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
1) белый фосфор 2) оксид кальция
3) оксид кремния 4) фосфид кальция
5. Реагентом на фосфорную кислоту и ее соли является:
1) нитрат серебра, 2) раствор щелочи
3) раствор кислоты, 4) лакмус.
6. В результате реакции ортофосфата кальция с соляной кислотой образуется
1) фосфид кальция 3) оксид фосфора(V)
2) ортофосфорная кислота 4) оксид фосфора(III)
7. При взаимодействии 1 моль H₃PO₄ 1 моль KOH образуется
1) средняя соль 2) основная соль
3) кислая соль 4) вещества не реагируют
8. Среда водного раствора фосфата натрия
1) щелочная 3) нейтральная
2) кислая 4) слабощелочная
9. Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления фосфора в нем.
ФОРМУЛА СОЕДИНЕНИЯ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ФОСФОРА
1) H₃PO₄ A) + 1
2) H₃PO₄ Б) + 3
3) Н₃РО₂ В) + 5
4) Н₄Р₂О₇ Г) – 1
Д) – 3
10. Ортофосфорная кислота реагирует с:
А) медью при нагревании Д) оксидом кальция
Б) нитратом натрия Е) оксидом серы(IV)
В) аммиаком Ж) азотной кислотой
Г) гидроксидом калия
Валентная электронная конфигурация — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1
Валентная электронная конфигурация
Cтраница 1

Валентная электронная конфигурация всех элементов VA-группы — ns2np3, т.е. на внешнем энергетическом ( валентном) уровне они содержат два спаренных ns — электрона и три неспаренных электрона на трехкратно вырожденном np — уровне. Однако между элементами этой группы существуют и различия в электронном строении. В силу наличия внутренних d — и / оболочек, экранирующих внешние электроны, в ряду As — Sb — Bi проявляется вторичная периодичность. В результате этого для среднего элемента ряда — сурьмы — степень окисления 5 оказывается более стабильной, чем для мышьяка и висмута. [2]
Валентная электронная конфигурация всех элементов VA-группы — ns2np3, т.е. на внешнем энергетическом ( валентном) уровне они содержат два спаренных ns — электрона и три неспаренных электрона на трехкратно вырожденном np — уровне. Однако между элементами этой группы существуют и различия в электронном строении. У мышьяка, сурьмы и висмута к вакантному пс ( — уровню добавляется еще в отличие от фосфора полностью завершенный внутренний ( п — 1) rf — уравень, а у висмута, следующего за лантаноидами, кроме того, и 4 / 4-уровень. В силу наличия внутренних d — и / оболочек, экранирующих внешние электроны, в ряду As — Sb — Bi проявляется вторичная периодичность. В результате этого для среднего элемента ряда — сурьмы — степень окисления 5 оказывается более стабильной, чем для мышьяка и висмута. [4]
Над каждой точкой указана валентная электронная конфигурация иона. [6]
Таким образом, каждый период открывается щелочным металлом с валентной электронной конфигурацией: nsl. Завершается n — й период элементами, у которых наружные оболочки полностью заселены. [7]
Атомы элементов группы VIA, например кислорода или серы, с валентной электронной конфигурацией s2p4 имеют в валентной оболочке две вакансии и, следовательно, образуют друг с другом по две двухэлек-тронные связи. [9]
При любых химических превращениях разрушаются валентные электронные оболочки исходных компонентов и синтезируются новые валентные электронные конфигурации продуктов реакции. [10]
ЭИВО определяют как энергию ионизации свободного атома или иона, усредненную по всем термам данной валентной электронной конфигурации. [11]
Обратимся теперь к элементам группы IVА — углероду и кремнию — атомы которых обладают валентной электронной конфигурацией s2p2, включающей два неспаренных электрона. [13]
Запишите орбитальные электронные конфигурации основного состояния Cl, С1 и Cl -, а также их валентные электронные конфигурации. [14]
К IVA-группе элементов, помимо типических, относятся элементы подгруппы германия: Ge, Sn и Pb. Их валентная электронная конфигурация ( ns np2 в невозбужденном состоянии) обусловливает возможность проявления свойств и катионо — и анионообразователей. Кроме того, эти элементы непосредственно примыкают к границе Цинтля справа и число валентных электронов достаточно для образования структур с ко-валентной связью у соответствующих простых веществ с координационными числами согласно правилу Юм-Розери 8 — N. Однако преимущественно ковалентная связь в кристаллах соединений в действительности реализуется далеко не всегда. [15]
Страницы: 1 2 3
2.6: Расположение электронов — Chemistry LibreTexts
Цели обучения
Опишите, как электроны группируются внутри атомов.
Хотя мы обсудили общее расположение субатомных частиц в атомах, мы мало сказали о том, как электроны занимают пространство вокруг ядра. Они перемещаются вокруг ядра случайным образом или существуют в некотором упорядоченном порядке?
Современная теория поведения электронов называется квантовой механикой.Он делает следующие утверждения об электронах в атомах:
Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии. Мы говорим, что энергии электронов квантованы.
Электронов организованы в соответствии с их энергиями в наборы, называемые оболочек (обозначенных главным квантовым числом n ). Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют определенных фиксированных расстояний от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
Оболочки далее делятся на подмножества электронов, называемые подоболочки . Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки помечены по порядку буквами s , p , d и f . Таким образом, первая оболочка имеет только одну подоболочку s (называется 1 s ), вторая оболочка имеет 2 s и 2 p подоболочки, третья оболочка имеет 3 s , 3 p и 3 d и так далее.
Таблица \ (\ PageIndex {1} \): оболочки и подоболочки
Корпус Количество корпусов Имена подоболочек
1 1 1с
2 2 2s и 2p
3 3 3s , 3p и 3d
4 4 4s , 4p , 4d и 4f
Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая подоболочка s может содержать до 2-х электронов; п. , 6; д , 10; и f , 14.
Таблица \ (\ PageIndex {2} \): Количество электронов
Корпус Максимальное количество электронов
с 2
п. 6
г 10
f 14
Здесь нас больше всего беспокоит расположение электронов в оболочках и подоболочках, поэтому мы сосредоточимся на этом.
Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Как показано в Таблице \ (\ PageIndex {1} \), первой оболочкой, ближайшей к ядру и с электронами с наименьшей энергией, является оболочка 1. Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая имеет маркировку 1 s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке.Таким образом, поскольку один электрон атома водорода находится в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s ¹ для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией. Электронные конфигурации — это краткие описания расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода вслух называется «один-один-один».
Атомы гелия имеют 2 электрона.Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , поскольку подоболочки s могут содержать до 2 электронов; следовательно, электронная конфигурация для атомов гелия — 1 s ² (произносится как «один-два-два»).
Подоболочка 1 s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация для атома лития не может быть 1 s ³ .Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен войти во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки, s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития переходит в подоболочку 2 s , мы запишем электронную конфигурацию атома лития как 1 s ² 2 s ¹. Оболочечная диаграмма атома лития показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 точки, представляющие 2 электрона в 1 s , а самая внешняя оболочка ( 2 s ) имеет 1 электрон.
Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Оболочечная диаграмма атома лития (Li).
Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация 1 с ² 2 с ².Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:
B: 1 с ² 2 с ² 2 p ¹
C: 1 с ² 2 с ² 2 p ²
N: 1 с ² 2 с ² 2 p ³
O: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁴
Ф: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁵
Ne: 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶
Неоном полностью заполнена подоболочка 2 p .Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, обозначенные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку — например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами: 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ¹.Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . Фактически, точное упорядочение подоболочек становится более сложным на этом этапе (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов. Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов.Подоболочка f может содержать до 14 электронов.
Заполнение электронами всегда начинается с 1 s , подоболочки, ближайшей к ядру. Далее идет 2 с , 2 p , 3 с , 3 p , 4 с , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т.д., показанные на диаграмме порядка заполнения электронной оболочки на рисунке \ (\ PageIndex {2} \).Следуйте каждой стрелке в порядке сверху вниз . Подоболочки, которых вы достигаете вдоль каждой стрелки, задают порядок заполнения подоболочек в более крупных атомах.
Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Порядок заполнения электроном атома.
Пример \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов фосфора
Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома фосфора. Атомный номер P равен 15.
Решение
У нейтрального атома фосфора 15 электронов.Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³.
Упражнение \ (\ PageIndex {1} \): электронная конфигурация атомов хлора
Используя рисунок \ (\ PageIndex {2} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома хлора. Атомный номер Cl 17.
Ответ
У нейтрального атома хлора 17 электронов. Два электрона могут войти в подоболочку 1 s , 2 могут войти в подоболочку 2 s и 6 могут войти в подоболочку 2 p .Остается 7 электронов. Из этих 7 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 5 электронов могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов хлора составляет 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ⁵ .
Поскольку устройство периодической таблицы основано на электронных конфигурациях, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) предоставляет альтернативный метод определения электронной конфигурации.Порядок заполнения просто начинается слева вверху, — водородом (Z = 1) и включает каждую подоболочку по мере увеличения атомного номера ( Z) порядка .
Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Эта периодическая таблица показывает электронную конфигурацию каждой подоболочки. Эта таблица, «построенная» из водорода, может использоваться для определения электронной конфигурации любого атома периодической таблицы.
Например, первая строка (период 1) содержит только H и He, потому что для заполнения подоболочки 1s требуется только два электрона.S-блок второй строки содержит только два элемента, Li и Be, для заполнения подоболочки 2s. За ним следует p-блок второй строки, содержащий 6 элементов (от B до Ne), поскольку для заполнения подоболочки 2p требуется шесть электронов. Третий ряд аналогичен элементам второго ряда. Два электрона (Na и Mg) необходимы для заполнения подоболочки 3s, а шесть электронов (от Al до Ar) необходимы для завершения подоболочки 3p. После заполнения блока 3 p до Ar, мы видим, что следующей подоболочкой будет 4s (K, Ca), за которой следует подоболочка 3 d , заполненная десятью электронами (от Sc до Zn).Подоболочка 4p заполнена шестью электронами (от Ga до Kr). Как видите, периодическая таблица, показанная на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), предоставляет простой способ запомнить порядок заполнения подоболочек при определении электронной конфигурации. Порядок заполнения подоболочек такой же: 1s, 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т. Д.
Пример \ (\ PageIndex {2} \): алюминий
Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию нейтрального атома алюминия. Атомный номер Al 13.
Решение
Алюминий имеет 13 электронов.
Начало периода 1 периодической таблицы, рисунок \ (\ PageIndex {3} \) . Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s ² ).
Перейти к периоду 2 (направление слева направо) .Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p ⁶ ).
Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s ² ) и последний электрон в подоболочку 3p ( 3p ¹ ).
Электронная конфигурация алюминия: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ¹
Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)
Используя рисунок \ (\ PageIndex {3} \) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию атома, который имеет 20 электронов
Ответ
Начать с периода 1 на рисунке \ (\ PageIndex {3} \) .Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s ² ).
Перейти к периоду 2 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p ⁶ ).
Перейти к периоду 3 (направление слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s ² ) и следующие шесть электронов в подоболочку 3p ( 3p ⁶ ).
Перейти к периоду 4. Поместите оставшиеся два электрона в подоболочку 4s ( 4s ²).
Электронная конфигурация: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ²
Валентные электроны
При изучении химической реакционной способности мы обнаружим, что электроны на внешнем основном энергетическом уровне очень важны, и поэтому им дано особое название. Валентные электроны — это электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома.
В элементах второго периода два электрона на подуровне \ (1s \) называются электронами внутренней оболочки и не участвуют напрямую в реакционной способности элемента или в образовании соединений. Литий имеет один электрон на втором основном энергетическом уровне, поэтому мы говорим, что литий имеет один валентный электрон. Бериллий имеет два валентных электрона. Сколько валентных электронов у бора? Вы должны понимать, что второй главный энергетический уровень состоит из подуровней \ (2s \) и \ (2p \), поэтому ответ — три.6 \), имеет восемь валентных электронов.
У щелочного металла натрия (атомный номер 11) на один электрон больше, чем у атома неона. Этот электрон должен попасть в самую низкоэнергетическую подоболочку, орбитальную 3 с , что дает 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ¹ конфигурация. Электроны, занимающие самые внешние орбитали оболочки (максимальное значение n ), называются валентными электронами, а те, которые занимают орбитали внутренней оболочки, называются электронами ядра (рисунок \ PageIndex4).Поскольку основные электронные оболочки соответствуют электронным конфигурациям благородных газов, мы можем сокращать электронные конфигурации, записывая благородный газ, который соответствует основной электронной конфигурации, вместе с валентными электронами в сжатом формате. В нашем примере натрия символ [Ne] представляет собой остовные электроны (1 s ² 2 s ² 2 p ⁶), а наша сокращенная или сжатая конфигурация [Ne] 3 с ¹.
Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): электронная конфигурация с сокращенным названием ядра (справа) заменяет основные электроны символом благородного газа, конфигурация которого совпадает с основной электронной конфигурацией другого элемента.
Аналогично, сокращенная конфигурация лития может быть представлена как [He] 2 s ¹, где [He] представляет конфигурацию атома гелия, которая идентична конфигурации заполненной внутренней оболочки лития. Написание конфигураций таким образом подчеркивает сходство конфигураций лития и натрия.1 \]
Химическая реакция возникает в результате удаления электронов, добавления электронов или разделения электронов валентных электронов разных атомов. Путь, по которому пойдет конкретный элемент, зависит от того, где находятся электроны в атоме и сколько их. Таким образом, удобно разделить электроны на две группы. Электроны валентной оболочки (или, проще говоря, валентных электронов ) — это электроны в оболочке с наивысшим номером или валентной оболочке, в то время как основные электроны — это электроны в оболочках с меньшим номером.Из электронной конфигурации атома углерода — 1 с ² 2 с ² 2 p ² — что он имеет 4 валентных электрона (2 с ² 2 p ²) и 2 остовных электрона (1 s ²). В следующих главах вы увидите, что химические свойства элементов определяются числом валентных электронов.
Пример \ (\ PageIndex {3} \)
Изучите электронную конфигурацию нейтральных атомов фосфора в примере \ (\ PageIndex {1} \), 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ³ и напишите сокращенное обозначение.
Решение
Фосфор имеет электронную конфигурацию, 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ³.
Оболочка с самым большим номером — это третья оболочка (3 s ² 3 p ³): 2 электрона в подоболочке 3 s и 3 электрона в подоболочке 3 p . Это дает в общей сложности 5 валентных электронов .
10 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ можно заменить на [Ne] (см. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \) ). Сокращенное обозначение: [Ne] 3 s ² 3 p ³
Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)
Изучите электронную конфигурацию нейтрального атома кальция (Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)), 1 с ² 2 с ² 2 с ⁶ 3 с ² 3 p ⁶ 4s ² , и напишите сокращенное обозначение.
Ответ
Оболочка с самым большим номером — это четвертая оболочка 4s ², которая имеет 2 электронов в подоболочке 4 s . Следовательно, кальций имеет 2 валентных электрона .
18 электронов внутренней оболочки (ядра), 1 с ² 2 с ² 2 p ⁶ 3 с ² 3 p ⁶ , можно заменить автор [Ar], см. рисунок \ (\ PageIndex {3} \).Сокращенное обозначение: [Ar] 4s ²
Пример \ (\ PageIndex {4} \)
Основываясь на их соответствующих положениях в периодической таблице (см. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), определите количество валентных электронов и конфигурацию валентной оболочки элементов A, B и C.
Решение
Элемент A расположен в Периоде 2, пятая позиция в 2p -блоке. Прежде чем электроны будут помещены в подоболочку 2p , сначала должна быть заполнена подоболочка 2s .Это означает, что A имеет два валентных электрона в 2s ( 2s ² ) и пять валентных электронов в 2p ( 2p ⁵ ). Ответ: 2с ² 2п ⁵. Он имеет 2 + 5 = 7 валентных электронов.
Элемент B расположен в Периоде 3, 2-я позиция в 3s -блоке. Это означает, что B имеет двух валентных электронов в 3s ( 3s ² ).Ответ: 3с ² .
Элемент C находится в Периоде 5, 1-я позиция () в 5s -блоке). Это означает, что существует только одного валентного электрона в 5s ( 5s ¹ ). Ответ: 5с ¹ .
Упражнение \ (\ PageIndex {4} \)
Используя расположение Na в периодической таблице (Рисунок \ (\ PageIndex {3} \)), нарисуйте диаграмму оболочки атома натрия.
Ответ
Натрий (Na) — это первый элемент в 3-й строке (период 3) периодической таблицы.Это означает, что первая и вторая оболочки атома Na заполнены до максимального количества электронов.
Первая оболочка (1s) заполнена 2 электронами . Вторая оболочка (2s и 2p) имеет всего 8 электронов . И третья (последняя) оболочка имеет 1 электрон .
Оболочечная диаграмма – атома Na показана ниже. Оболочка, ближайшая к ядру (первая оболочка), имеет 2 электрона (2 точки), вторая оболочка содержит 8 электронов, а последняя (самая внешняя) оболочка имеет 1 электрон.( 2.8.1 )
Упражнения по обзору концепции
Как электроны организованы в атомы?
Какую информацию передает электронная конфигурация?
В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?
Ответы
Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
Валентные электроны находятся в оболочке с самым высоким номером; все остальные электроны являются остовными электронами.
Key Takeaway
Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.
Валентные электроны определяют реакционную способность атома.
Phosphorus — Информация об элементе, свойства и применение
Расшифровка:
Химия в ее элементе: фосфор
(Promo)
Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам Chemistry World , журналом Королевского химического общества.
(Конец промо)
Крис Смит
Здравствуйте, на этой неделе удобрения, зажигательные бомбы, фосистая челюсть и пищевые добавки. Какая связь? Вот Нина Нотман.
Нина Нотман
Фосфор — неметалл, который находится чуть ниже азота в 15-й группе периодической таблицы. Этот элемент существует в нескольких формах, из которых наиболее известны белый и красный.
Белый фосфор определенно более захватывающий из двух.Поскольку он светится в темноте, он опасно воспламеняется в воздухе при температуре выше 30 градусов и является смертельным ядом. Однако красный фосфор не обладает ни одним из этих удивительных свойств.
Итак, с чего все началось? Фосфор был впервые произведен Хеннигом Брандтом в Гамбурге в Германии в 1669 году. Когда он испарил мочу и нагрел остаток, пока он не стал докрасна. Отлетел светящийся пар фосфора, и он сконденсировал его под водой. И на протяжении более 100 лет большая часть фосфора производилась таким образом. Так было до тех пор, пока люди не поняли, что кость — отличный источник фосфора.Кость можно растворить в серной кислоте с образованием фосфорной кислоты, которую затем нагревают с древесным углем до образования белого фосфора.
Белый фосфор нашел множество весьма неприятных применений в войне. Он использовался в ^-м годах в трассирующих пулях, зажигательных бомбах и дымовых гранатах. Разбрасывание фосфорных зажигательных бомб над городами во время Второй мировой войны привело к гибели людей и разрушениям. В июле 1943 года Гамбург подвергся нескольким воздушным налетам, в ходе которых на обширные районы города было сброшено 25 000 фосфорных бомб.Это довольно иронично, учитывая, где впервые был произведен фосфор.
Другой группой боевых агентов на основе фосфора являются нервно-паралитические газы, такие как зарин. Зарин — это фторированный фосфонат, который Ирак использовал против Ирана с начала до середины 1980-х годов. А также был выпущен в токийском метро в 1995 году, убив 12 человек и причинив вред почти тысяче других.
Белый фосфор нашел также множество других применений. Одним из них были фосфорные спички, которые впервые были проданы в Стоктон-он-Тис в Великобритании в 1827 году.Это создало целую новую индустрию дешевых ламп — но за ужасную цену. Вдыхание паров фосфора привело к фосфорной болезни челюсти, которая медленно разъедала челюстную кость. Это заболевание особенно поражало девушек, готовивших фосфорные спички. Таким образом, они были в конечном итоге запрещены в начале 1900-х годов и были заменены современными спичками, в которых использовался либо сульфид фосфора, либо красный фосфор.
Сегодня фосфор нашел применение не только в спичечных материалах, но и в освещении. Фосфид магния является основой самовоспламеняющихся сигнальных ракет, используемых в море.Когда он вступает в реакцию с водой, он образует самовоспламеняющийся газ, дифосфин, который вызывает зажигание факела.
Сверхчистый фосфор также используется для изготовления светодиодов. Эти светодиоды содержат фосфиды металлов, такие как галлий и индий.
В естественном мире элементарная форма фосфора никогда не встречается. Он рассматривается только как фосфат, а фосфат необходим для жизни по многим причинам. Он является частью ДНК, а также составляет огромную часть зубной эмали и костей в форме фосфата кальция.Также важны органофосфаты, такие как энергетическая молекула АТФ и фосфолипиды клеточных мембран.
Нормальная диета обеспечивает наш организм необходимыми фосфатами. С тунцом, курицей, яйцами и сыром много. И даже кола дает нам немного фосфорной кислоты.
Сегодня большая часть нашего фосфора поступает из фосфоритной руды, которая добывается во всем мире, а затем превращается в фосфорную кислоту. Ежегодно производится пятьдесят миллионов тонн, и он имеет множество применений.Из него делают удобрения, корма для животных, средства для удаления ржавчины, антикоррозийные средства и даже таблетки для посудомоечной машины.
Некоторая фосфоритная руда также нагревается с помощью кокса и песка в электрической печи с образованием белого фосфора, который затем превращается в треххлористый фосфор и фосфористую кислоту. И именно из них производятся антипирены, инсектициды и средства от сорняков. Немного также превращается в сульфиды фосфора, которые используются в качестве присадок к маслам для уменьшения износа двигателя.
Фосфат также важен для окружающей среды.Он естественным образом перемещается из почвы в реки, океаны и донные отложения. Здесь он накапливается, пока не будет перемещен геологическим поднятием на сушу, так что круг может начаться снова. Во время своего путешествия фосфат проходит через множество растений, микробов и животных различных экосистем.
Однако слишком много фосфатов может нанести вред природным водам, потому что это способствует процветанию нежелательных видов, таких как водоросли. Затем они вытесняют другие формы желанной жизни. В настоящее время существует юридическое требование по удалению фосфатов из сточных вод во многих частях мира, и в будущем он может быть переработан в качестве устойчивого ресурса, чтобы однажды фосфат, который мы смываем в раковины и туалеты, мог бы снова появиться в наших домах в других обличьях. например, в таблетках для посудомоечной машины и, возможно, даже в нашей еде и коле.
Крис Смит
Нина Нотман рассказывает о фосфоре, элементе, извлеченном из золотого потока, также известном как моча. В следующий раз Андреа Селла присоединится к нам с взрывоопасной историей элемента номер 53.
Андреа Селла
В 1811 году молодой французский химик Бернар Куртуа, работавший в Париже, наткнулся на новый элемент. Фирма его семьи производила селитру, необходимую для производства пороха для наполеоновских войн. В своем производстве они использовали древесную золу, и нехватка древесины во время войны вынудила их сжигать морские водоросли.Добавив к золе концентрированную серную кислоту, Куртуа получил удивительный фиолетовый пар, который кристаллизовался на стенках контейнера. Пораженный этим открытием, он запаковал сероватые кристаллы в бутылки и отправил их одному из ведущих химиков своего времени Жозефу Ги-Люссаку, который подтвердил, что это новый элемент, и назвал его йодом — йод — в честь греческого слова, обозначающего пурпурный.
Крис Смит
И вы можете услышать больше о том, как йод взорвался на мировой арене на следующей неделе «Химия в своем элементе». Надеюсь, вы присоединитесь к нам.Я Крис Смит, спасибо за внимание и до свидания.
(Промо)
(Окончание промо)
Приведите полную электронную конфигурацию для фосфора.
Ариэль Г.
задано • 26.03.20
Более
P имеет 15 электронов и представляет собой p-блочный элемент.Электронная конфигурация ….
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Все еще ищете помощь? Получите правильный ответ быстро.
ИЛИ
Найдите онлайн-репетитора сейчас
Выберите эксперта и познакомьтесь онлайн. Никаких пакетов или подписок, платите только за необходимое время.
¢ € £ ¥ ‰ µ · • § ¶ SS ‹ › « » < > ≤ ≥ — — ¯ ‾ ¤ ¦ ¨ ¡ ¿ ˆ ˜ ° — ± ÷ ⁄ × ƒ ∫ ∑ ∞ √ ∼ ≅ ≈ ≠ ≡ ∈ ∉ ∋ ∏ ∧ ∨ ¬ ∩ ∪ ∂ ∀ ∃ ∅ ∇ * ∝ ∠ ´ ¸ ª º † ‡ А Á Â Ã Ä Å Æ Ç È É Ê Ë Я Я Я Я Ð Ñ Ò Ó Ô Õ Ö Ø Œ Š Ù Ú Û Ü Ý Ÿ Þ à á â ã ä å æ ç è é ê ë я я я я ð ñ ò ó ô х ö ø œ š ù ú û ü ý þ ÿ Α Β Γ Δ Ε Ζ Η Θ Ι Κ Λ Μ Ν Ξ Ο Π Ρ Σ Τ Υ Φ Χ Ψ Ω α β γ δ ε ζ η θ ι κ λ μ ν ξ ο π ρ ς σ τ υ φ χ ψ ω ℵ ϖ ℜ ϒ ℘ ℑ ← ↑ → ↓ ↔ ↵ ⇐ ⇑ ⇒ ⇓ ⇔ ∴ ⊂ ⊃ ⊄ ⊆ ⊇ ⊕ ⊗ ⊥ ⋅ ⌈ ⌉ ⌊ ⌋ 〈〉 ◊
P Информация об элементе фосфора: факты, свойства, тенденции, использование и сравнение — Периодическая таблица элементов
История фосфора
Элемент фосфор был открыт компанией Hennig Brand в год. 1669 г. в Германии .Фосфор получил свое название от греческого слова phoosphoros, «несущий свет».
Присутствие фосфора: изобилие в природе и вокруг нас
В таблице ниже показано содержание фосфора во Вселенной, Солнце, Метеоритах, Земная кора, океаны и человеческое тело.
Кристаллическая структура фосфора
Твердотельная структура фосфора — это Simple Triclinic.
Кристаллическую структуру можно описать с помощью ее элементарной ячейки. Элементарные ячейки повторяются в три пространственное пространство для формирования конструкции.
Параметры элементарной ячейки
Элементарная ячейка представлена в терминах ее параметров решетки, которые являются длинами ячейки края Константы решетки ( a , b и c )
а б c
1145 550.3 1126,1 вечера
и углы между ними Решетки Углы (альфа, бета и гамма).
альфа бета гамма
1,25384 1,57725 1,24896
Положения атомов внутри элементарной ячейки описываются набором атомных положений ( x _i, y _i, z _i), измеренные от опорной точки решетки.
Свойства симметрии кристалла описываются концепцией пространственных групп. Все возможно симметричное расположение частиц в трехмерном пространстве описывается 230 пространственными группами (219 различных типов или 230, если хиральные копии считаются отдельными.
Атомные и орбитальные свойства фосфора
Атомы фосфора имеют 15 электронов и структура электронной оболочки [2, 8, 5] с символом атомного члена (квантовые числа) ⁴ S _3/2.
Оболочечная структура фосфора — количество электронов на энергию уровень
n с п. д f
1 К 2
2 л 2 6
3 M 2 3
Основное состояние электронной конфигурации фосфора — нейтраль Атом фосфора
Электронная конфигурация нейтрального атома фосфора в основном состоянии [Ne] 3с2 3п3.Часть конфигурации фосфора, которая эквивалентна благородному газу предыдущий период сокращенно обозначается как [Ne]. Для атомов с большим количеством электронов это нотация может стать длинной, поэтому используются сокращенные обозначения. валентные электроны 3s2 3p3, электроны в внешняя оболочка, определяющая химические свойства элемента.
Полная электронная конфигурация нейтрального фосфора
Полная электронная конфигурация в основном состоянии атома фосфора, полная электронная конфигурация
1с2 2с2 2п6 3с2 3п3
Атомная структура фосфора
Атомный радиус фосфора 98 пм, а его ковалентный радиус 106 пм.
Атомный спектр фосфора
Химические свойства фосфора: Энергии ионизации фосфора и сродство к электрону
Сродство к электрону фосфора составляет 72 кДж / моль.
Энергия ионизации фосфора
Энергия ионизации фосфора
приведена в таблице ниже.
Число энергии ионизации Энтальпия — кДж / моль
1 1011.8
2 1907
3 2914,1
4 4963,6
5 6273,9
6 21267
7 25431
8 29872
9 35905
10 40950
Физические свойства фосфора
Физические свойства фосфора см. В таблице ниже.
Плотность 1.823 г / см3
Молярный объем 16.96094 см3
Эластичные свойства
Твердость фосфора — Испытания для измерения твердости элемента
Электрические свойства фосфора
Фосфор — проводник электричества. Ссылаться на Таблица ниже электрические свойства фосфора
Теплопроводные свойства фосфора
Магнитные свойства фосфора
Оптические свойства фосфора
Акустические свойства фосфора
Тепловые свойства фосфора — энтальпии и термодинамика
Термические свойства фосфора
см. В таблице ниже.
Энтальпии фосфора
Изотопы фосфора — Ядерные свойства фосфора
Изотопы родия.Встречающийся в природе фосфор имеет 1 стабильный изотоп — 31П.
Изотоп Масса изотопа % Изобилие Т половина Режим распада
24P
25P
26P
27P
28P
29P
30P
31P 100% Стабильный N / A
32P
33П
34P
35P
36P
37P
38P
39П
40P
41P
42P
43П
44P
45P
46P
Нормативно-правовое регулирование и здравоохранение — Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности
Количество CAS CAS7723-14-0
Номер RTECS {Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}
Класс опасности DOT {НЕТ, 4.1, 4.2, Н / Д}
Номера DOT «НЕТ», {1338}, {1381, 2447}, «НЕТ»
Номер ЕС {НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Рейтинг огнестойкости NFPA {НЕТ, 0, 4, НЕТ}
Опасности NFPA НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ
Рейтинг здоровья NFPA {Н / Д, 0, 4, Н / Д}
Рейтинг реактивности NFPA {НЕТ, 2, 2, НЕТ}
Поиск в базе данных
Список уникальных идентификаторов для поиска элемента в различных базах данных химического реестра
База данных Идентификационный номер
Количество CAS — Химическая служба рефератов ( CAS ) CAS7723-14-0
Номер CID {CID5462309, CID5462309, CID123286, CID5460700}
Число Гмелина {N / A, N / A, N / A, N / A}
Номер НСК {НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Номер RTECS {Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}
Изучите нашу интерактивную таблицу Менделеева
Сравнение элементов периодической таблицы
Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie
Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.
Настройка вашего браузера для приема файлов cookie
Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:
В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.
Почему этому сайту требуются файлы cookie?
Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.
Что сохраняется в файле cookie?
Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.
Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.
WebElements Periodic Table »Фосфор» Свойства свободных атомов
Атомы фосфора имеют 15 электронов, а структура оболочки — 2.8.5.
Электронная конфигурация основного состояния газообразного нейтрального фосфора в основном состоянии — это [ Ne ]. 3с ². 3p ³, а символ термина — ⁴ S _3/2.
Схематическая электронная конфигурация фосфора. Косселевская оболочка фосфора.
Атомный спектр
Изображение атомного спектра фосфора.
Энергии ионизации и сродство к электрону
Электронное сродство фосфора 72 кДж моль ^‑1. Энергии ионизации фосфора приведены ниже.
Энергии ионизации фосфора.
Эффективные ядерные заряды
Ниже приведены эффективные ядерные заряды «Клементи-Раймонди», Z _eff. Перейдите по гиперссылкам для получения более подробной информации и графиков в различных форматах.
Эффективные ядерные заряды по фосфору
1с 14.5578
2с 9,83 2п 10,96
3с 5,64 3п 4,89 3d (нет данных)
4s (нет данных) 4п (нет данных) 4д (нет данных) 4ф (нет данных)
5s (нет данных) 5п (нет данных) 5д (нет данных)
6s (нет данных) 6п (нет данных)
7с
Список литературы
Эти эффективные ядерные заряды, Z _eff, взяты из следующих ссылок:
E.Clementi and D.L.Raimondi, J. Chem. Phys. 1963, 38 , 2686.
Э. Клементи, Д.Л. Раймонди и В.П. Reinhardt, J. Chem. Phys. 1967, 47 , 1300.
Энергии связи электрона
Энергии связи электрона для фосфора. Все значения энергий связи электронов приведены в эВ. Энергии связи указаны относительно уровня вакуума для инертных газов и молекул H ₂, N ₂, O ₂, F ₂ и Cl ₂; относительно уровня Ферми для металлов; и относительно верха валентной зоны для полупроводников.
Этикетка Орбитальный эВ [ссылка на литературу]
K 1s 2145,5 [1]
L _I 2s 189 [2]
L 1/2 136 [2]
L _III 2p _3/2 135 [2]
Примечания
Я благодарен Гвину Уильямсу (Лаборатория Джефферсона, Вирджиния, США), которая предоставила данные об энергии связи электрона.Данные взяты из ссылок 1-3. Они сведены в таблицы в другом месте в Интернете (ссылка 4) и в бумажной форме (ссылка 5).
Список литературы
Дж. А. Бирден и А. Ф. Берр, «Переоценка рентгеновских уровней атомной энергии», Rev. Mod. Phys. , 1967, 39 , 125.
М. Кардона и Л. Лей, ред., Фотоэмиссия в твердых телах I: общие принципы (Springer-Verlag, Берлин) с дополнительными исправлениями, 1978 г.
Gwyn Williams WWW таблица значений
Д.Р. Лиде (ред.) В справочнике по химии и физике компании Chemical Rubber Company , CRC Press, Бока-Ратон, Флорида, США, 81-е издание, 2000 г.
J. C. Fuggle и N. Mårtensson, «Энергии связи на уровне ядра в металлах», J. Electron Spectrosc. Relat. Феном. , 1980, 21 , 275.
【5 шагов】 Электронная конфигурация для фосфора (P) всего за 5 шагов

Шаг-1:
Чтобы создать конфигурацию электронов для фосфора (P) , , мы должны знать атомный номер для фосфора (P) .

Атомный номер для фосфора (P) равен 15. Таким образом, P имеет 15 электронов и 15 протонов.
Посмотрите, как я нахожу электронную конфигурацию для фосфора (P) .
.

Этот процесс применим для всех элементов периодической таблицы.

Step-2:

( Как вы помните порядок электронных конфигураций?)

орбиталей.

SS

ps ps

dps dps

fd109 fdps
fd109 fdps a line-

ss ps ps dps dps fdps fdps

fdps fdps fdps fdps …….

Шаг-3: первые

s ) вот так:

1s2s

p3s p 4s

dp 5s dp 6s

fdp ….. В соответствии с вашими потребностями.

В линию —

1s2s p3s p 4s dp 5s dp 6s

Опять же, теперь (второе) нам нужно пронумеровать p-орбиталь (начните с 2p) следующим образом:

н.с.

2 шт. 3 шт.

d 4ps d 5ps

fd6ps fd7ps fd8ps fd9ps….

В строке —

SS 2ps 3ps d4ps d5ps

fd6ps fd7ps fd8ps fd9ps ….

В-третьих, нам нужно пронумеровать d-орбиталь (начиная с 3d) следующим образом:

SS

пс пс

3dps 4dps

f5dps f6dps f7dps f8dps….

В строке —

SS ps ps 3dps 4dps

f5dps f6dps f7dps f8dps ….

В-четвертых, пронумеруйте f-орбиталь (начните с 4f) следующим образом:

ss

пс пс

dps dps

4 кадра в секунду 5 кадров в секунду 6 кадров в секунду 7 кадров в секунду….

В строке —

ss ps ps dps dps 4fdps 5 fdps 6fdps 7fdps ……

Наконец, числа s, p, d, f вместе вот так ….

1с2с

2п3с 3п4с

3d4p5s 4d5p6s

4f5d6p7s 5f6d7p8s
6f7d8p9s………

В строке —-

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s
6ф 7д 8п 9с ………
Как вы помните порядок электронных конфигураций?

Шаг-4:
(Что такое spdf в электронной конфигурации?
думаю—)

Теперь мы должны знать, что

• S-орбиталь может принимать максимум 2 электрона.

• p-орбиталь может принимать максимум 6 электронов.

• d-орбиталь может принимать максимум 10 электронов.

• f-орбиталь может принимать максимум 14 электронов.
Как выполнить или найти конфигурацию электронов

Шаг 5:

Теперь мы знаем, что фосфор (P) имеет 15 электронов.

Электронная конфигурация для фосфора (P) будет …

с² с²

чел / с²

dps dps

кадров в секунду, кадров в секунду, кадров в секунду ….

Итак, получаем..

Теперь пронумеруйте s-орбитали в соответствии с описанным выше процессом.
Теперь пронумеруйте p-орбитали в соответствии с описанным выше процессом.

Таким образом, электронная конфигурация P —

1s² 2s² 2p⁶3s² 3p³

● Какова электронная конфигурация фосфора (P) ?

Ответ:
1s² 2s² 2p⁶3s² 3p³

Валентность Электронная конфигурация, число валентных электронов и валентная оболочка фосфора

3s² 3p³
.

Плотность	1.823 г / см3
Молярный объем	16.96094 см3

Изотоп	% Изобилие	Т половина	Режим распада
24P
25P
26P
27P
28P
29P
30P
31P	100%	Стабильный	N / A
32P
33П
34P
35P
36P
37P
38P
39П
40P
41P
42P
43П
44P
45P
46P

Количество CAS	CAS7723-14-0
Номер RTECS	{Н / Д, RTECSTh4495000, RTECSTh4500000, Н / Д}
Класс опасности DOT	{НЕТ, 4.1, 4.2, Н / Д}
Номера DOT	«НЕТ», {1338}, {1381, 2447}, «НЕТ»
Номер ЕС	{НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ}
Рейтинг огнестойкости NFPA	{НЕТ, 0, 4, НЕТ}
Опасности NFPA	НЕТ, НЕТ, НЕТ, НЕТ
Рейтинг здоровья NFPA	{Н / Д, 0, 4, Н / Д}
Рейтинг реактивности NFPA	{НЕТ, 2, 2, НЕТ}