Фосфор и его соединения - Особенности свойств водорода, хлора, брома, йода, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния и их соединений - НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Група в ViberГрупа в Facebook

Химия - Универсальный справочник школьника подготовка к ЕГЭ

Фосфор и его соединения - Особенности свойств водорода, хлора, брома, йода, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния и их соединений - НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Строение и свойства атомов


Следующий после азота представитель главной подгруппы V группы Периодической системы — элемент-неметалл фосфор (Р). Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, а значит, и более выраженные восстановительные свойства. Соединения со степенью окисления -3 атома фосфора встречаются реже, чем у азота (только в фосфидах — соединения фосфора с металлами, например, Са3Р2, Na3P). Чаще фосфор проявляет в соединениях степень окисления +5. А вот его соединение с водородом — фосфин РН3 — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярна, в силу того, что электроотрицательности фосфора и водорода имеют почти одинаковые значения.

image217


Фосфор — простое вещество


Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Две из них — простые вещества: белый фосфор и красный фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворимы в воде, хорошо растворяются в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется. Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством является способность светиться в темноте вследствие окисления. Хранят его под водой.

Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Не ядовит и не светится в темноте. При нагревании красного фосфора в пробирке он превращается в белый фосфор (концентрированные пары).


Химические свойства фосфора


Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды:

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора (V), выделяющийся в виде густого белого дыма:

С водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН3 можно получить косвенно, например, из фосфидов:

Фосфин — очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.


Применение фосфора


Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая в свою очередь идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.).


Соединения фосфора


При горении фосфина или фосфора образуется оксид фосфора (V) Р2O5 — белый гигроскопический порошок. Это типичный кислотный оксид, обладающий всеми свойствами кислотных оксидов.

Оксиду фосфора соответствует фосфорная кислота Н3РO4. Она представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трехосновная кислота Н3РO4 образует три ряда солей:

· средние соли, или фосфаты, например, Са3(РO4)2, которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;

· кислые соли — дигидрофосфаты, например, Са(НРO4)2, большинство из которых хорошо растворимы в воде;

· кислые соли — гидрофосфаты, например, СаНРO4, которые малорастворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и гидрофосфатами по растворимости.


В природе фосфор встречается только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са3(РО4)2, из которого и получают в промышленности фосфор.






Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Все материалы доступны по лицензии Creative Commons — «Attribution-NonCommercial»

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

© 2014-2019 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.