Степень окисления фосфора в фосфате калия равна


В веществе название которого фосфат калия степень окисления фосфора равна +5 +3 -3

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 Pn, 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=250-300оС 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    +    3H2SO4  →  2H3PO4   +  3SO2

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)  +    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 93,5о.

 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
P2OОксид 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 P2O(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:

2О3    +   6Н2О (гор.)    →  РН  +   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)    +  3H2SO4(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+ + HPO42–

 HPO42– ⇄ H+ + PO43–

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

(3-)?
Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
.

Фосфор

Химический элемент фосфор относится к неметаллам. Он был открыт в 1669 году Хеннигом Брандом.

Зона данных

Классификация: Фосфор - неметалл
Цвет: Белый фосфор обычно бледно-желтый
Атомный вес: 30.97376
Состояние: цельный
Температура плавления: 44.2 o С, 317,3 К
Температура кипения: 280,5 o С, 553,7 К
Электронов: 15
Протонов: 15
Нейтроны в наиболее распространенном изотопе: 16
Электронные оболочки: 2,8,5
Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Плотность при 20 o C: 1.82 г / см 3
Показать больше, в том числе: тепла, энергии, окисления,
реакций, соединений, радиусов, проводимости
Атомный объем: 17,0 см 3 / моль
Состав: P 4 тетраэдрическое расположение (белый фосфор)
Твердость: 0,5 mohs
Удельная теплоемкость 0,77 Дж г -1 K -1
Теплота плавления 0.657 кДж моль -1
Теплота распыления 315 кДж моль -1
Теплота испарения 12,129 кДж моль -1
1 st энергия ионизации 1011,7 кДж моль -1
2 nd энергия ионизации 1903,2 кДж моль -1
3 rd энергия ионизации 2911.9 кДж моль -1
Сродство к электрону 72,07 кДж моль -1
Минимальная степень окисления -3
Мин. общее окисление нет. -3
Максимальное число окисления 5
Макс. общее окисление нет. 5
Электроотрицательность (шкала Полинга) 2,19
Объем поляризуемости 3.6 Å 3
Реакция с воздухом сильный, ⇒ P 4 O 10 зажигает
Реакция с 15 M HNO 3 легкая, ⇒ NO x
Реакция с 6 M HCl нет
Реакция с 6 М NaOH мягкий, ⇒ PH 3 (фосфин) может воспламениться
Оксид (оксиды) P 4 O 10 , P 4 O 6
Гидрид (-ы) PH 3 , P 2 H 4 + другие
Хлорид (ы) PCl 3 , PCl 5 , P 2 Класс 4
Атомный радиус 100 часов
Ионный радиус (1+ ион)
Ионный радиус (2+ ионов)
Ионный радиус (3+ ионов) 58 вечера
Ионный радиус (1-ионный)
Ионный радиус (2-ионный)
Ионный радиус (3-ионный)
Теплопроводность 0.24 Вт м -1 K -1
Электропроводность 1,0 x 10 -10 См -1
Температура замерзания / плавления: 44,2 o С, 317,3 К

Красный фосфор позволяет чеканить спички.

Hennig Brand открыла фосфор. Белый фосфор светится с завышенной силой. Естественная хемилюминесценция белого фосфора дает довольно тусклое зеленое свечение.«Алхимик в поисках философского камня». Написал Джозеф Райт в 1771 году.

Открытие фосфора

Доктор Дуг Стюарт

Хенниг Бранд открыл фосфор в 1669 году в Гамбурге, Германия, приготовив его из мочи. (Моча, естественно, содержит значительное количество растворенных фосфатов.)

Бранд назвал обнаруженное им вещество «холодным огнем», потому что оно светилось и светилось в темноте.

Бранд был алхимиком и, как и другие алхимики, скрывал свои методы.

Он не раскрыл свой метод публично, решив вместо этого продать его Иоганну Даниэлю Крафт и Кункель фон Ловенштерн. (1)

За дополнительную плату он также раскрыл свой секрет Готфриду Вильгельму Лейбницу, более известному тем, что открыл исчисление независимо от Исаака Ньютона.

Лейбниц, который также мыслил как алхимик, ошибочно полагал, что Бранд может открыть философский камень, произведя большое количество фосфора. (1)

Считается, что метод

Брэнда заключался в испарении мочи с образованием черного осадка, который затем оставался на несколько месяцев.Затем остаток нагревали с песком, отгоняя различные газы и масла, которые конденсировались в воде.

Последним удаляемым веществом, конденсирующимся в виде белого твердого вещества, был фосфор. (2)

Это был типично алхимический метод - алхимики изучали свойства жидкостей тела, надеясь лучше понять живые существа в поисках философского камня, который, как они считали, открывает перспективу вечной жизни.

Метод Бранда стал более широко известным в 1737 году, когда неизвестный продал его Академии наук в Париже.

Фосфор производился этим методом до 1770-х годов, когда шведский ученый Карл Вильгельм Шееле - первооткрыватель хлора и один из независимых первооткрывателей кислорода - не обнаружил, что фосфор можно получить из кости. (3)

Название происходит от греческого слова «фосфор», означающего «несущий свет».

Интересные факты о фосфоре

  • Когда Хенниг Бранд открыл фосфор, он стал первым человеком в истории, открывшим элемент.(Конечно, другие элементы, такие как золото и серебро, были уже известны, но у них не было имени первооткрывателя.) Случай аналогичен открытию Урана Уильямом Гершелем в 1781 году. Другие планеты были известны тысячи лет, но Гершель был первым человеком, который увидел и идентифицировал Уран как новую планету.
  • Соединения фосфора жизненно необходимы. Фосфор - шестой по распространенности элемент в живых организмах. (Теперь попробуйте угадать, каких элементов больше - поисковые системы запрещены, пока вы не придумаете свой собственный ответ!)
  • В статье «Собака Баскервилей » доктор Ватсон пришел к выводу, что гончая была сделана более устрашающей из-за призрачного свечения фосфора или, поскольку это, скорее всего, убило бы собаку, «хитроумным приготовлением этого». по словам Шерлока Холмса.
  • Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор требует трения, чтобы зажечь его, поэтому его используют в спичках. Красный фосфор получают путем нагревания белого фосфора до 300 o C в отсутствие воздуха.

Демонстрация реакций и свойств белого фосфора.

,

Phosphorus - Информация об элементе, свойства и использование

Расшифровка:

Химия в ее элементе: фосфор

(Promo)

Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам журналом Chemistry World , журналом Королевского химического общества.

(Конец промо)

Крис Смит

Здравствуйте, на этой неделе удобрения, зажигательные бомбы, фосфорная 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 интересен 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 замечательных 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 именно таким способом. Так было до тех пор, пока люди не поняли, что кость - отличный источник фосфора. Кость может быть растворена в серной кислоте с образованием фосфорной кислоты, которую затем нагревают с древесным углем для образования белого фосфора.

Белый фосфор нашел ряд довольно неприятных применений в войне. Он использовался в 20 гг. 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 забавно, 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 фонарей - но по ужасной цене. Вдыхание паров фосфора привело к фосфорной болезни челюсти, которая медленно разъедала челюстную кость.Это заболевание особенно беспокоило 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 спичках, 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 мире природы 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 долю 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 в виде 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 фосфорную кислоту. И именно из них производятся антипирены, инсектициды и средства от сорняков. Небольшая часть 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, в океаны и в донные отложения.Здесь он накапливается, пока не будет перемещен геологическим поднятием на сушу, так что круг может снова начаться. 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 и расскажет о взрывоопасной истории 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 заставила их сжигать водоросли.Добавив к золе концентрированную серную кислоту, Куртуа получил удивительный пурпурный пар, который кристаллизовался на стенках контейнера. Удивленный 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 иодом - йод - в честь греческого слова, обозначающего фиолетовый.

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)

(конец промо)

,

Смотрите также