Степень окисления фосфора в фосфине – Вопрос: Степень окисления -3 фосфор имеет в фосфине в фосфидах и фосфине в простом веществе в фосфидах

Фосфор. Фосфин | АЛХИМИК

Фосфор

Следующий за азотом элемент пятой группы, фосфор, был открыт на несколько столетий раньше своего предшественника по подгруппе. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причём всякий раз получали его из мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углём. Однако достоверное открытие и описание свойств этого вещества принадлежит немецкому алхимику-любителю Хеннигу Бранду. В 1669 г. Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото. В одном из экспериментов он пытался получить ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. При её нагревании Бранду удалось выделить тяжелое красное масло, которое перегонялось с образованием твёрдого остатка. Нагревая последний без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Бранд и назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец».

Красный фосфор

Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшей тайне и был известен лишь нескольким алхимикам. В 1680 г. это вещество независимо от Бранда выделил Р.Бойль.

В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергались смесь мочи с оксидом свинца, поваренной солью, поташом и углем. Лишь в 1774 г. К. В. Шееле разработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углём в присутствии кремнезёма:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C = 3CaSiO₃ + 5CO↑ + P₂↑

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р

2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р₄.

При конденсации паров образуется белый (желтый) фосфор, который состоит из молекул Р₄, имеющих форму тетраэдра. Это очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-желтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе фосфор воспламеняется при 34 ^оС. Он обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления до низших оксидов. Именно белый фосфор и был в своё время выделен Брандом.

Если белый фосфор нагревать без доступа воздуха, он переходит в красный (впервые его получили лишь в 1847 г.). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются на воздухе при t>200

оС) и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р₄, связанные друг с другом в бесконечные цепи. Несколько отличен от них «фиолетовый фосфор», который состоит из группировок Р₈ и Р₉, уложенных в длинные трубчатые структуры с пятиугольным сечением.

При повышенном давлении белый фосфор переходит в чёрный фосфор, построенный из объёмных шестиугольников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои. Впервые это превращение осуществил в 1934 г. американский физик Перси Уильямс Бриджмен. Структура чёрного фосфора напоминает графит, с той лишь разницей, что слои, образованные атомами фосфора, не плоские, а «гофрированные». Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется белый фосфор.

Белый фосфор очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г. Из-за опасности самовоспламенения на воздухе его хранят под слоем воды. Красный и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде.

Аллотропные модификации фосфора

Химические свойства

Наиболее химически активным является белый фосфор (в уравнениях реакций с участием белого фосфора для простоты записывают как Р, а не Р₄, тем более, что аналогичные реакции возможны и с участием красного фосфора, молекулярный состав которого неопределен). Фосфор непосредственно соединяется со многими простыми и сложными веществами. В химических реакциях фосфор, как и азот, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами с образованием фосфидов, например:

2P + 3Ca = Ca₃P₂

P + 3Na = Na₃P

Обратите внимание, что непосредственно с водородом фосфор практически не соединяется.

Как восстановитель фосфор взаимодействует с кислородом, галогенами, серой (т.е. с более электроотрицательными неметаллами). При этом в зависимости от условий проведения реакций могут образовываться как соединения фосфора (III), так и соединения фосфора (V).

а) при медленном окислении или при недостатке кислорода фосфор окисляется до оксида фосфора (III), или фосфористого ангидрида Р₂О₃:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

При сгорании фосфора в избытке кислорода (или воздуха) образуется оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р₂О₅:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

б) в зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии фосфора с галогенами и серой образуются соответственно галогениды и сульфиды трех- и пятивалентного фосфора; например:

2Р + 5Cl_2(изб.) = 2PCl₅

2P + 3Cl_{2(недост.)} = 2PCl₃

2P + 5S_(изб.) = P

2S₅

2P + 3S_{(недост.)} = P₂S₃

Следует отметить, что с йодом фосфор образует только соединение PI3.

Роль восстановителя фосфор играет в реакциях с кислотами-окислителями:

— с разбавленной азотной кислотой:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑

— с концентрированной азотной кислотой:

P + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

— с концентрированной серной кислотой:

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

С другими кислотами фосфор не взаимодействует.

При нагревании с водными растворами щелочей фосфор подвергается диспропорционированию, например:

4P + 3KOH + 3H₂O = PH₃↑ + 3KH₂PO₂

8P + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O = 2PH₃

↑ + 3Ba(H₂PO₂)₂

Кроме фосфина РН₃ в результате этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н₃РО₂ – гипофосфиты, в которых фосфор имеет характерную степень окисления +1.

Применение фосфора

Основная часть производимого в мире фосфора расходуется на производство фосфорной кислоты, из которой получают удобрения и другие продукты. Красный фосфор используется при изготовлении спичек, он содержится в массе, которая наносится на спичечную коробку.

Фосфин

Наиболее известным водородным соединением фосфора является фосфин РН₃. Фосфин – бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит. Хорошо растворимый в органических растворителях. В отличие от аммиака малорастворим в воде. Практического значения фосфин не имеет.

Получение

Выше был рассмотрен способ получения фосфина при взаимодействии фосфора с водными растворами щелочей. Другой способ – действие соляной кислоты на фосфиды металлов, например:

Zn₃P₂ + 6HCl = 2PH₃↑ + 3ZnCl₂

Химические свойства

1. Кислотно – основные свойства

Будучи малорастворим в воде, фосфин образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства:

PH₃ + H₂O ⇄ PH₃∙H₂O ⇄ PH₄⁺ + OH^—

Соли фосфония образуются только с сильными кислотами:

PH₃ + HCl = PH₄Cl

PH₃ + HClO₄ = PH₄ClO₄

2. Окислительно – восстановительные свойства

Как и азот в аммиаке, фосфор в молекуле фосфина имеет низшую степень окисления – 3. Однако для фосфора эта степень окисления менее устойчива, чем для азота, поэтому фосфин проявляет более ярко выраженные восстановительные свойства, чем аммиак. Так, фосфин при температуре около 150

оС самовоспламеняется на воздухе:

2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O

Фосфин восстанавливает соли некоторых малоактивных металлов до свободных металлов, например:

PH₃ + 8AgNO₃ + 4H₂O = H₃PO₄ + 8Ag + 8HNO₃

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Фосфор» Фосфор.doc (7 Загрузок)

а также на тему: «Фосфор и его соединения»  Фосфор-и-его-соединения.doc (5 Загрузок)

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на  изображении записи фотография белого фосфора

Читайте также

Похожее

al-himik.ru

Как определить окисления фосфора

Содержание Инструкция Фосфор – химический элемент, имеющий 15-й порядковый номер в Таблице Менделеева. Он расположен в ее V группе. Классический неметалл, открытый алхимиком Брандом в 1669-м году. Существует три основных модификации фосфора: красный (входящий в состав смеси для розжига спичек), белый и черный. При очень высоких давлениях (порядка 8,3*10^10Па) черный фосфор переходит в другое аллотропическое состояние («металлический фосфор») и начинает проводить ток. Как определить степень окисления фосфора в различных веществах? Инструкция Вспомните, что такое степень окисления. Это величина, соответствующая заряду иона в молекуле, при условии, что электронные пары, осуществляющие связь, смещены в сторону более электроотрицательного элемента (расположенного в Таблице Менделеева правее и выше). Надо также знать главное условие: сумма электрических зарядов всех ионов, входящих в состав молекулы, с учетом коэффициентов всегда должна равняться нулю. Необходимо помнить, что степень окисления элементов, входящих в состав простого вещества (например, C, O2, Cl2), всегда равна нулю. Степень окисления далеко не всегда количественно совпадает с валентностью. Наилучший пример – углерод, который в органических молекулах всегда имеет валентность, равную 4, а степень окисления может быть равной и -4, и 0, и +2, и +4. Какова степень окисления фосфора в молекуле фосфина Ph4, например? С учетом всего вышесказанного дать ответ на этот вопрос очень легко. Поскольку водород – самый первый элемент в Таблице Менделеева, он по определению не может располагаться там «правее и выше», чем фосфор. Следовательно, именно фосфор притянет к себе электроны водорода. Каждый атом водорода, лишившись электрона, превратится в положительно заряженный ион со степенью окисления +1. Следовательно, суммарный положительный заряд равен +3. Значит, с учетом правила, гласящего, что суммарный заряд молекулы равен нулю, степень окисления фосфора в молекуле фосфина равна -3. Ну, а какова степень окисления фосфора в оксиде P2O5? Возьмите Таблицу Менделеева. Кислород расположен в VI группе, правее фосфора, и к тому же выше, следовательно, он однозначно более электроотрицателен. То есть степень окисления кислорода в этом соединении будет со знаком «минус», а фосфора – со знаком «плюс». Каковы же эти степени, чтобы молекула в целом была нейтральна? Легко можно увидеть, что наименьшее общее кратное для чисел 2 и 5 – это 10. Следовательно, степень окисления кислорода -2, а фосфора +5.

completerepair.ru

4.2. Фосфор

Фосфор представлен в природе одним изотопом — ³¹Р, кларк фосфора равен 0,05 мол.%. Встречается в виде фосфатных минералов: Ca₃(PO₄)₂ — фосфорит, Ca₅(PO₄)₃X (X = F,Cl,OH) — апатиты. Входит в состав костей и зубов животных и человека, а также в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК) и аденозинфосфорных кислот (АТФ, АДФ и АМФ).

Получают фосфор восстановлением фосфорита коксом в присутствии диоксида кремния.

t

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

Простое вещество — фосфор — образует несколько аллотропных модификаций, из которых основными являются белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор образуется при конденсации паров фосфора и представляет собой белое воскоподобное вещество (т.пл. 44 С), нерастворимое в воде, растворимое в некоторых органических растворителях. Белый фосфор имеет молекулярное строение и состоит из тетраэдрических молекул P₄.

Напряженность связей (валентный угол P-P-P составляет всего 60 ) обусловливает высокую реакционную способность и токсичность белого фосфора (смертельная доза около 0,1 г). Поскольку белый фосфор хорошо растворим в жирах, в качестве антидота при отравлении нельзя применять молоко. На воздухе белый фосфор самопроизвольно воспламеняется, поэтому хранят его в герметически упакованной химической посуде под слоем воды.

Красный фосфор имеет полимерное строение. Получается при нагревании белого фосфора или облучении его светом. В отличие от белого фосфора малореакционноспособен и нетоксичен. Однако остаточные количества белого фосфора могут придавать красному фосфору токсичность!

Черный фосфор получается при нагревании белого фосфора под давлением 120 тыс.атм. Имеет полимерное строение, обладает полупроводниковыми свойствами, химически устойчив и нетоксичен.

Химические свойства. Белый фосфор самопроизвольно окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре (окисление красного и черного фосфора идет при нагревании). Реакция протекает в два этапа и сопровождается свечением (хемилюминесценция).

t t

2P + 3O₂ = 2P₂O₃; P₂O₃ + O₂ = P₂O₅

Ступенчато происходит также взаимодействие фосфора с серой и галогенами.

t t

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃; PCl₃ + Cl₂ = PCl₅

При взаимодействии с активными металлами фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды — соединения фосфора в степени окисления -3.

t

3Ca + 2P = Ca₃P₂

Кислотами-окислителями (азотная и концентрированная серная кислоты) фосфор окисляется до фосфорной кислоты.

P + 5HNO₃(конц) = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

При кипячении с растворами щелочей белый фосфор диспропорционирует:

4P⁰ + 3KOH + 3H₂O = P^-3H₃ + 3KH₂P⁺¹O₂

фосфин гипофосфит калия

Соединения фосфора

Соединения со степенью окисления –3. Фосфиды s-элементов представляют соединения с ионно-ковалентным типом связи, они солеподобны, легко разлагаются водой:

Mg₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2PH₃

Фосфиды d-металлов являются соединениями переменного состава (бертолидами), обычно тугоплавки, имеют металлический блеск, электропроводны и химически малоактивны.

Ковалентным фосфином является PH₃ — фосфин — бесцветный газ, с характерным неприятным запахом чеснока, очень токсичен. На воздухе самопроизвольно воспламеняется, в воде малорастворим. В отличие от аммиака образует соли только с очень сильными кислотами.

2PH₃ + 4О₂ = Р₂O₅ + 3H₂O; PH₃ + HI = РH₄I

иодид фосфония

Образуется фосфин при диспропорционировании белого фосфора в щелочных растворах. Лабораторным методом получения является гидролиз фосфидов:

Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃

Соединения со степенью окисления +1. Наиболее важными соединениями фосфора в степени окисления +1 являются фосфорноватистая кислота и ее соли — гипофосфиты. Фосфорноватистая кислота — H[H₂PO₂] — бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, сильная одноосновная кислота (K_a = 810^-2).

Фосфорноватистая кислота и гипофосфиты — сильные восстановители. При нагревании фосфорноватистая кислота диспропорционирует:

3H[H₂P⁺¹O₂] = P^-3H₃ + 2H₂[HP⁺³O₃]

фосфористая кислота

Соединения со степенью окисления +3. Степень окисления +3 фосфор имеет в галогенидах, оксиде, фосфористой кислоте – H₂[HPO₃] — и ее солях — фосфитах. PF₃ — газ, PCl₃ и PBr₃ – жидкости, дымящиеся на воздухе вследствие гидролиза.

PCl₃ + 3H₂O = H₂[HPO₃] + 3HCl

Молекула тригалогенида фосфора имеет геометрию тригональной пирамиды с атомом фосфора в вершине. В образовании связей принимают участие sp³-гибридные орбитали, валентный угол составляет приблизительно 100.

Оксид фосфора(III) — P₂O₃ – существует в нескольких модификациях, построенных из пирамидальных структурных единиц — PO₃. Обычная форма имеет молекулярную решетку, образованную молекулами – P₄O₆ – бесцветное кристаллическое вещество следующего строения:

По химическим свойствам типичный кислотный оксид — ангидрид фосфористой кислоты.

P₂O₃ + 3H₂O = 2H₂[HPO₃]; P₂O₃ + 4NaOH = 2Na₂[HPO₃] + H₂O

Фосфористая кислота — H₂[HPO₃] — бесцветные гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимые в воде. H₂[HPO₃] является сильной двухосновной кислотой (K₁ = 210^-2, K₂ = 610^-7).

Фосфористая кислота и её соли — фосфиты — сильные восстановители.

Hg⁺²Cl₂ + H₂[HP⁺³O₃] + H₂O = H₃P⁺⁵O₄ + Hg

0 + 2HCl

Соединения со степенью окисления +5. Основные соединения фосфора в степени окисления +5: PHal₅, POHal₃ (Hal = F, Cl, Br), P₂O₅, H₃PO₄ и ее соли.

Фторид фосфора(V) — газообразное вещество, молекула которого имеет геометрию тригональной бипирамиды:

Аналогичное строение имеют другие галогениды фосфора(V) в газообразном состоянии. В кристаллах их строение соответствует следующим формулам: [PCl₄]⁺[PCl₆]^—, [PBr₄]⁺Br^—. Галогениды фосфора — реакционноспособные и гидролитически неустойчивые соединения.

PF₅ + HF = H[PF₆]; PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

Оксогалогениды фосфора(V) также гидролитически неустойчивы, например:

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

Широко применяются в органической химии для получения хлорсодержащих и фосфорорганических соединений.

Оксид фосфора(V) — P₂O₅, точнее P₄O₁₀ — бесцветное снегоподобное вещество.

Типичный кислотный оксид, реакция с водой идет ступенчато и приводит в конечном счете к образованию ортофосфорной кислоты:

t

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃; HPO₃ + H₂O = H₃PO₄

метафосфорная кислота ортофосфорная кислота

Повышенное сродство к воде позволяет использовать оксид фосфора(V) для осушки газов и органических растворителей, а также в качестве водоотнимающего средства, например:

P₂O₅ + 2HClO₄ = 2HPO₃ + Cl₂O₇

Ортофосфорная кислота — H₃PO₄ — бесцветные гигроскопичные кристаллы (т.пл. 42 С) неограниченно растворимые в воде.

Кислота средней силы при диссоциации по первой ступени (K₁ = 810^-3), слабая — при диссоциации по второй и третьей ступеням (K₂ = 610^-8, K₃ = 110^-12). Образует три ряда солей, например, NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия; Na₂HPO₄ — гидрофосфат натрия; Na₃PO₄ — фосфат (ортофосфат) натрия. Фосфаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Фосфаты остальных металлов малорастворимы. Переход к кислым солям сопровождается заметным повышением растворимости. Фосфаты щелочноземельных металлов и аммония применяются в качестве фосфорных удобрений: Ca₃(PO₄)₂ — фосфоритная мука; CaHPO₄2H₂O — преципитат; Ca(H₂PO₄)₂H₂O — двойной суперфосфат; Ca(H₂PO₄)₂H₂O + 2CaSO₄ — суперфосфат; NH₄H₂PO₄ + (NH₄)₂HPO₄ — аммофос. Широко применяются комбинированные удобрения, содержащие несколько питательных элементов: аммофос + KNO₃ — азофоска; (NH₄)₂HPO₄ + NH₄NO₃ + KCl — нитрофоска.

Присоединение фосфорного ангидрида к фосфорной кислоте приводит к образованию ряда полифосфорных кислот, простейшей из которых является дифосфорная (пирофосфорная) кислота — H₄P₂O₇.

Полифосфорные кислоты образуют ряд солей с открытой цепью из 2 – 10 атомов фосфора –полифосфаты – или циклического строения – метафосфаты. Полифосфаты представляют собой соли аниона общей формулы – [P_nO_3n+1]^(n+2)-. Например, Na₄P₂O₇ – диполифосфат (пирофосфат), Na₅P₃O₁₀ — триполифосфат. К метафосфатам относятся соли аниона общей формулы – [P_nO_3n]^n-. Например, Na₃P₃O₉ – триметафосфат, Na₄P₄O₁₂ — тетраметафосфат. Структура диполифосфат- и триметафосфат-анионов:

studfiles.net