Фосфор

Фосфор – елемент 3-го періоду і VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 15. Електронна формула атома [10Ne] 3s23p3, стійка ступінь окислення в з’єднаннях + V.

Шкала ступенів окислення фосфору:

Електронегативність фосфору (2,32) значно нижче, ніж у типових неметалів, і трохи вище, ніж у водню. Утворює різні кислородсодержащие кислоти, солі і бінарні сполуки, проявляє неметалічні (кислотні) властивості. Більшість фосфатів нерозчинні у воді.

У природі – тринадцятий за хімічною поширеності елемент (шостий серед неметалів), зустрічається тільки в хімічно зв’язаному вигляді. Життєво важливий елемент.

Нестача фосфору в ґрунті заповнюється введенням фосфорних добрив – головним чином суперфосфатів.

Червоний та білий фосфор Р. Відомо кілька аллотропних форм фосфору у вільному вигляді, головні – це білий фосфор Р4 і червоний фосфор Рn. У рівняннях реакцій аллотропние форми представляють як Р (красн.) І Р (біл.).

Червоний фосфор складається з полімерних молекул Рn різної довжини. Аморфний, при кімнатній температурі повільно переходить в білий фосфор. При нагріванні до 416 ° C переганяється (при охолодженні пара конденсується білий фосфор). Розчиняється у органічних розчинниках. Хімічна активність нижче, ніж у білого фосфору. На повітрі загоряється тільки при нагріванні.

Застосовується як реагент (безпечніший, ніж білий фосфор) в неорганічний синтезі, наповнювач ламп розжарювання, компонент намазки коробка при виготовленні сірників. Не отруйний.

Білий фосфор складається з молекул Р4. М’який як віск (ріжеться ножем). Плавиться і кипить без розкладання (tпл 44,14 ° C, tкип 287,3 ° C,? 1,82 г / см3). Окислюється на повітрі (зелене свічення в темряві), при великій масі можливо самозаймання. В особливих умовах переводиться в червоний фосфор. Добре розчинний в бензолі, ефірах, сероуглероде. Не реагує з водою, зберігається під шаром води. Надзвичайно хімічно активний. Проявляє окислювально-відновні властивості. Відновлює благородні метали з розчинів їх солей.

Застосовується у виробництві Н3РO4 і червоного фосфору, як реагент в органічних синтезах, раскислитель сплавів, запальне засіб. Палаючий фосфор слід гасити піском (але не водою!). Надзвичайно отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання в промисловості – відновлення фосфорита розпеченим коксом (пісок додають для зв’язування кальцію):

Са3 (РO4) 2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 ° C)

Пар фосфору охолоджують і отримують твердий білий фосфор.

Червоний фосфор готують з білого фосфору (див. Вище), залежно від умов ступінь полімеризації n (Рn) може бути різною.

Фосфін РН3. Бінарна сполука, ступінь окислення фосфору дорівнює – III. Безбарвний газ з неприємним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: Р (Н) 3] (sр3-гібридизація). Мало розчинний у воді, не реагує з нею (на відміну від NH3). Сильний відновник, згоряє на повітрі, окислюється в HNO3 (конц.). Приєднує HI. Застосовується для синтезу фосфорорганічних сполук. Сильно отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання в лабораторії:

Са3Р2 + 6НCl (разб.) = ЗСаCl2 + 2РН3 ^

Оксид фосфору (V) Р2O5. Кислотний оксид. Білий, термічно стійкий. У твердому і газоподібному станах димер Р4О10 з будовою з чотирьох тетраедрів [O = Р (O) 3], пов’язаних з трьох вершин (Р – О-Р). При дуже високих температурах мономерізуется до Р2O5. Існує також стеклообразний полімер (Р2O5) n. Надзвичайно гігроскопічний, енергійно реагує з водою, лугами. Відновлюється білим фосфором. Забирає воду у кисневмісних кислот.

Застосовується як дуже ефективний дегідратувальний агент для осушення твердих речовин, рідин і газових сумішей, реагент у виробництві фосфатних стекол, каталізатор полімеризації алкенів. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: спалювання фосфору (див.) В надлишку сухого повітря.

Ортофосфорна кислота Н3РO4. Оксокислот. Біла речовина, гігроскопічна, кінцевий продукт взаємодії Р2O5 з водою. Молекула має будову спотвореного тетраедра [Р (O) (OН) 3] (sр3-гібридизація), містить ковалентні? -зв’язку Р – ОН і?,? -зв’язок Р = O. Плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Добре розчиняється у воді (548 г / 100 г Н2О). Слабка кислота в розчині, нейтралізується лугами, що не повністю – гидратом аміаку. Реагує з типовими металами. Вступає в реакції іонного обміну.

Якісна реакція – випадання жовтого осаду ортофосфата срібла (I). Застосовується у виробництві мінеральних добрив, для освітлення сахарози, як каталізатор в органічному синтезі, компонент антикорозійних покриттів на чавуні і сталі.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання в промисловості: кип’ятіння фосфоритного руди в сірчаної кислоти:

Са3 (РO4) 2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РO4 + 3CaSO4v

Ортофосфат натрію Na3PO4. Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термічно стійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується за аніоном, створює в розчині сильнолужну середу. Реагує в розчині з цинком і алюмінієм. Вступає в реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон РO43- – утворення жовтого осаду ортофосфата срібла (I).

Застосовується для усунення «постійної» жорсткості прісної води, як компонент миючих засобів і фотопроявітелей, реагент в синтезі каучуку. Рівняння найважливіших реакцій:

Na3PO4 12Н2O = Na3PO4 + 12Н2O (200 ° C, вакуум)

2РО43- (конц.) + 8Н2O + 2Al = 2 [Al (ОН) 4] – + 2НРО42- + ЗН2 ^

2РО43- (конц.) + 4Н2O + Zn = [Zn (OH) 4] 2 + 2HPO42- + Н2 ^

2РО43- (разб.) + ЗСа2 + = Са3 (РO4) 2v

РО43- (разб.) + 3Ag + = Ag3PO4v (желт.) V

Отримання: повна нейтралізація Н3РO4 (див.) Гідроксидом натрію або по реакції:

2Н3РO4 + 3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3CO2 ^ + 3H2O

Гідроортофосфат натрію Na2HPO4. Кисла оксосоль. Білий, при помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, гідролізується за аніоном. Реагує з Н3РO4 (конц.), Нейтралізується лугами. Вступає в реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон НРО42- – утворення жовтого осаду ортофосфата срібла (I).

Застосовується як емульгатор при згущенні коров’ячого молока, компонент харчових пастеризаторів і фотоотбелівателей.

Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання: неповна нейтралізація Н3РO4 гідроксидом натрію в розбавленому розчині:

2NaOH + Н3РO4 = Na2HPO4 + 2Н2O

Дигідроортофосфат натрію NaH2PO4. Кисла оксосоль. Білий, гігроскопічний. При помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, аніон Н2РO4 піддається оборотною дисоціації. Нейтралізується лугами. Вступає в реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон Н2РO4 – утворення жовтого осаду ортофосфата срібла (I).

Застосовується у виробництві скла, для захисту сталі і чавуну від корозії, як пом’якшувач води.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: неповна нейтралізація Н3РO4 їдким натром:

Н3РO4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + Н2О

Ортофосфат кальцію Са3 (РO4) 2. Оксосоль. Білий, тугоплавкий, термічно стійкий. Розчиняється у воді. Розкладається концентрованими кислотами. Відновлюється коксом при сплаву. Основний компонент фосфорітних руд (апатити та ін.).

Застосовується для отримання фосфору, у виробництві фосфорних добрив (суперфосфат), кераміки і скла, обложений порошок – як компонент зубних паст і стабілізатор полімерів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Са3 (РO4) 2 + 2H2SO4 (60%) = Са (Н2РO4) 2v + 2CaSO4v (до 50 ° C)

Са3 (РO4) 2 + 4Н3РO4 (40%) = ЗСА (Н2РO4) 2v (домішка СаНРO4)

Са3 (РO4) 2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 ° C)

Суміш Са (Н2РO4) 2 та CaSO4 називається простим суперфосфатом, Са (Н2РO4) 2 з домішкою СаНРO4 – подвійним суперфосфатом, вони легко засвоюються рослинами при підгодівлі.

Найбільш цінні добрива – амофос (містять азот і фосфор), являють собою суміш амонійних кислих солей NH4H2PO4 і (NH4) 2HPO4.

Хлорид фосфору (V) РCl5. Бінарне з’єднання. Білий, летючий, термічно нестійкий. Молекула має будову тригональной біпіраміди (sр3d-гібридизація). У твердому стані димер Р2Cl10 з іонним будовою РCl4 + [РCl6] -. «Димить» у вологому повітрі. Вельми реакційноздатні, повністю гідролізується водою, реагує з лугами. Відновлюється білим фосфором. Застосовується як хлорагент в органічному синтезі. Отруйний.

Посилання на основну публікацію