Уравнение реакции фосфора с кислородом и водородом

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.

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 о С 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.

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:

Способы получения фосфора

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

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 образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот :

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

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

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

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:

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:

Серная кислота также окисляет фосфор:

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

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) :

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

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Или с гидроксидом кальция:

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:

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

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

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

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:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

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

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.

Серная кислота также окисляет фосфин:

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:

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:

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

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

Оксиды фосфора

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 :

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:

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

Например , N₂O окисляется кислородом:

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

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

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.

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:

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

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

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:

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

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:

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:

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:

Химические свойства

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

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

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:

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

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:

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

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:

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

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

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):

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

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:

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

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

Например , H₃PO₃ окисляется перманганатом калия в кислой среде:

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

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.

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

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

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

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:

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

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:

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

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:

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Видео:Химия 9 класс (Урок№16 - Фосфор. Аллотропия фосфора. Свойства фосфора. Оксид фосфора(V).)Скачать

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:

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

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:

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические свойства фосфора

Средняя оценка: 4.8

Всего получено оценок: 275.

Средняя оценка: 4.8

Всего получено оценок: 275.

Фосфор – жизненно важный элемент из пятой группы периодической таблицы Менделеева. Химические свойства фосфора зависят от его модификации. Наиболее активным веществом является белый фосфор, окисляющийся на воздухе. Фосфор имеет две валентности (III и V) и три степени окисления – +5, +3, -3.

Видео:Опыты по химии. Горение фосфора в кислородеСкачать

Фосфор и соединения

Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:

Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P₄). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.

Рис. 1. Светящийся белый фосфор.

Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:

• фосфин;
• фосфорную кислоту;
• фосфиды;
• оксиды.

Фосфин (РН₃) – плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества – фосфор и водород.

Рис. 2. Фосфин.

Фосфорная или ортофосфорная кислота (H₃PO₄) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.

Фосфиды – соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.

Фосфор может образовывать два оксида – P₂O₃ и P₂O₅.

H₃PO₄ – кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Химические свойства

Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.

Вещество

Реакция

Особенности

Уравнение

При избытке O₂ образует оксид фосфора (V)

🎦 Видео

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Как решать 29 задание ЕГЭ по Химии 2024?Скачать

ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

Водород и кислород. 2 часть. 8 класс.Скачать

Химия 8 класс (Урок№11 - Кислород: получение, физические и химические свойства,применение. Оксиды.)Скачать

Химия 9 класс (Урок№14 - Азот: свойства и применение. Аммиак. Физические и химические свойства.)Скачать

Взаимодействие оксида фосфора с водойСкачать

Кислотный оксид + вода = ??? Основной оксид + вода = ???Скачать

Горение белого фосфора под водойСкачать

8 класс. Химия. Как расставить коэффициенты в уравнении?Скачать

КАК УРАВНЯТЬ P2 + O2 = P2O5 ЭЛЕКТРОННЫМ БАЛАНСОМ / Реакция фосфора и кислородаСкачать

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ ПО ХИМИИ: Химическое Количество Вещества, Моль, Молярная Масса и Молярный ОбъемСкачать

Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать