Фосфор более сильный окислитель чем

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N₂. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N₂ является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P₄, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P_n. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р₂O₅:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Источник

Урок 23 Бесплатно Фосфор

Физические и химические свойства фосфора

Фосфор P – химический элемент главной подгруппы V группы химических элементов.

Это один из самых распространенных и жизненно важных химических элементов.

Фосфор был открыт алхимиком Хеннингом Брандом.

Бранд был уверен, что отыскал философский камень, потому что получил светящееся в темноте вещество.

Бранд получил фосфор многократной перегонкой и кипячением человеческой мочи.

От этого происходит и название этого элемента: в переводе с греческого «фосфор» означает «светоносный».

Свечение фосфора происходит из-за его окисления кислородом воздуха – это явление называется хемилюминесценцией.

У меня есть дополнительная информация к этой части урока!

Хемилюминесценция происходит от слова люминисценция (свечение).

Хемилюминесценция связана с экзотермическими химическими процессами, т.е. с процессами, в результате которых происходит какое-то выделение (тепла, света и пр.).

Хемилюминесценция, протекающая в живых организмах, например, свечение насекомых, рыб еще называется биолюминисценцией.

Это свечение происходит из за окислительных реакций внутри организмов.

В отличие от азота (N), фосфор (P) в природе встречается только в связанном состоянии – в виде солей.

Важнейшими его минералами являются:

Фосфор входит в состав растительных и животных белков.

Так, содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38 %, в мышцах – 0,27 %.

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Главными из них считаются:

Имеется в виду, что есть и другие модификации фосфора, но они являются смесями главных!

Белый фосфор состоит из молекул P₄.

Свойства белого фосфора:

При нагревании без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

В отличие от белого красный и чёрный фосфор, имеют атомную кристаллическую решётку.

Красный фосфор – порошок тёмно-красного цвета.

По свойствам красный фосфор резко отличается от белого фосфора:

Красный фосфор воспламеняется при температуре выше 250 °С.

При нагревании красного фосфора без доступа воздуха он превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор.

Чёрный фосфор образуется из белого при нагревании под очень высоким давлением.

По внешнему виду он похож на графит.

В химических реакциях фосфор может выступать и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель фосфор взаимодействует со многими металлами, образуя фосфиды:

Как восстановитель фосфор взаимодействует с более электроотрицательными неметаллами: кислородом, галогенами, серой.

При недостатке кислорода или при комнатной температуре фосфор окисляется до оксида фосфора (III):

А в чистом кислороде фосфор сгорает ослепительным пламенем с образованием оксида фосфора (V) P₂O₅:

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Оксид фосфора и фосфорная кислота

Среди кислородных соединений фосфора наиболее устойчивы соединения, где атом фосфора проявляет степень окисления +5.

Оксидов известно два:

Оксид фосфора (V) Р₂O₅ – белый порошок, очень гигроскопичный, поэтому используется как осушитель.

Типичный кислотный оксид – взаимодействует с основаниями и основными оксидами.

Оксиду фосфора (V) соответствуют:

Ортофосфорная кислота – нелетучее твёрдое бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Она проявляет все свойства кислот.

В водном растворе это слабая кислота.

Но, несмотря на это, по своей области применения фосфорная кислота просто уникальна.

Ее используют повсеместно, начиная от пищевой промышленности и заканчивая производством удобрений.

В частности, фосфорная кислота является важным составляющим «Кока Колы».

У меня есть дополнительная информация к этой части урока!

Показатель кислотности этого напитка составляет 2.8, поэтому, опустив в стакан с напитком ювелирное украшение, можно избавиться от налета и загрязнений.

Именно так и используют чаще всего фосфорную кислоту.

Соли ортофосфорной кислоты называются фосфатами.

Фосфаты почти всех металлов в воде нерастворимы.

Фосфаты сами по себе почти не находят практического применения.

Хотя фосфор в высшем оксиде, ортофосфорной кислоте и фосфатах имеет максимальную степень окисления +5, для этих соединений не характерны окислительные свойства, так как данная степень окисления для фосфора устойчива.

По этой же причине фосфаты устойчивы к нагреванию, и в земной коре фосфор находится исключительно в виде фосфатов.

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Фосфор в природе. Применение соединений фосфора

Соединения фосфора – обязательная составляющая растительных и животных организмов.

В растениях фосфор сосредоточен главным образом в семенах и плодах.

В организме человека и животных – в скелете, мышечной и нервной тканях.

Наверняка вы ни один раз слышали, что фосфор очень полезен для мозга. Это действительно так, он очень важен для правильного функционирования нервной ткани.

Твёрдость скелету придаёт фосфат кальция.

Поступивший с пищей фосфор попадает в кости уже через 4-6 ч.

В среднем тело человека содержит около 1,5 кг фосфора, из которых большинство приходится на кости.

Работа мозга и сокращение мышц также связаны с химическими превращениями соединений фосфора.

Источником фосфора является растительная пища.

Растения извлекают фосфор из почвы, а животные получают его с растительной пищей.

После отмирания растений и животных органические соединения, содержащие фосфор, под действием фосфоробактерий превращаются в фосфаты кальция и магния.

Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур.

Недостаток фосфора практически не восполняется естественным путём, поэтому необходимо вносить в почву фосфорные удобрения.

Красный фосфор применяют в производстве спичек.

У меня есть дополнительная информация к этой части урока!

Изобретателем первых фосфорных спичек оказался девятнадцатилетний француз.

Юный экспериментатор к смеси бертолетовой соли с серой для ослабления её взрывчатых свойств добавил белый фосфор и заметил, что смазанные полученным составом лучинки легко загорались при трении.

В Россию первые фосфорные спички были привезены из Гамбурга в 1836 г. и продавались по очень дорогой цене.

Имеются предположения, что наш великий поэт А. С. Пушкин в последний год своей жизни пользовался такими фосфорными спичками, работая при свечах долгими зимними вечерами.

Как же устроена современная спичка?

Масса спичечной головки на 60% состоит из бертолетовой соли, а также из горючих веществ: серы или каких-нибудь сульфидов металлов.

Чтобы воспламенение головки происходило медленно и равномерно, без взрыва, к массе добавляют так называемые наполнители, например, стеклянный порошок.

Связующим материалом служит клей. А намазка шкурки?

Здесь основной компонент – красный фосфор.

К нему также добавляют толченое стекло и клей.

При трении происходит воспламенение:

Также фосфор идёт на получение ядохимикатов (дихлофос, хлорофос), дымовых снарядов.

Фосфорная кислота входит в состав синтетических моющих и чистящих средств, средств для растворения накипи, огнеупорных красок.

Из фосфатов получают специальные цементы, например, цинкофосфатный цемент применяют для пломбирования зубов.

Фосфорную кислоту также очень широко используют в качестве пищевой добавки.

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Источник

Фосфор

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Природные соединения

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до P₂.

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

Фосфорные кислоты

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Фосфор. Фосфин

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:

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р₂, 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 о С. 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 о С) 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.

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:

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:

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

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

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

Роль восстановителя фосфор играет в реакциях с кислотами-окислителями:

— с концентрированной азотной кислотой:

— с концентрированной серной кислотой:

С другими кислотами фосфор не взаимодействует.

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

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:

Химические свойства

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

Соли фосфония образуются только с сильными кислотами:

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 о С самовоспламеняется на воздухе:

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

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Фосфор» Фосфор.doc (Одна Загрузка)

а также на тему: «Фосфор и его соединения» Фосфор-и-его-соединения.doc (269 Загрузок)

Весь список рефератов можно посмотреть здесь

*на изображении записи фотография белого фосфора

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Источник