Изучение свойств фосфора и его соединений Основные теоретические положения

Фосфор – это элемент V А группы Периодической системы, электронная конфигурация валентного слоя 3s²3р³.

Фосфор имеет три аллотропные модификации: фосфор белый, фосфор красный и фосфор черный. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку в узлах которой находятся молекулы Р₄. Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом, растворяется в неполярных растворителях. Он весьма реакционноспособен. Окисление фосфора на воздухе сопровождается нагреванием и свечением. Белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Кроме торго белый фосфор очень ядовит.

При длительном, слабом нагревании белый фосфор переходит в красный фосфор, который представляет собой полимерное вещество, нерастворимое в сероуглероде. Он не ядовит и менее опасен, чем белый фосфор. С окислителями образует сильные взрывчатые смеси.

Черный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора при температуре 400 ° С в присутствии катализатора (капельки ртути). По внешнему виду он напоминает графит; жирный на ощупь, легко разделяется на куски. Химически малоактивен, воспламеняется только при нагревании свыше 400 °С.

В жидком состоянии, а так же в парах при температуре ниже 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄, а при температуре выше 800 °С молекулы диссоциируют по реакции

Р₄ = 2Р₂ .

При температуре 2000 °С и выше молекулы Р₂ распадаются на атомы.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой, кислотами, выполняя функции восстановителя:

4P + 3O₂ = 2P₂O₃ ,

2P + 3S = P₂S₃ ,

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ ,

P + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O.

В растворах щелочей при нагревании белый фосфор диспропорционирует

8Р + 3Ва(ОН)₂ + 6Н₂О = 2РН₃ + 3Ва(Н₂РО₂)₂.

Окислительную функцию фосфор проявляет при взаимодействии с металлами. Например

3Са + 2Р = Са₃Р₂

3Mg + 2P Mg₃P₂

Фосфор образует несколько оксидов, важнейшими из них являются Р₄О₆ и Р₄О₁₀. Часто их записывают в упрощенном виде Р₂О₃ и Р₂О₅.

Оксид фосфора (III) очень ядовит, это сильнейший восстановитель. Как кислотный оксид при растворении в воде образует фосфористую кислоту

Р₄О₆ + 6Н₂О = 4Н₃РО₃ .

Фосфористая кислота Н₃РО₃ – бесцветное, легкоплавкое, хорошо растворимое в воде кристаллическое вещество. Соли фосфористой кислоты – фосфиты образуются при взаимодействии оксида фосфора (III) со щелочью. Например

P₂O₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + H₂O.

При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует по реакции

4H₃PO₃ = PH₃ + 3H₃PO₄ .

Фосфористая кислота окисляется галогенами до ортофосфорной кислоты

Н₃РО₃ + Cl₂ + H₂O = H₃PO₄ + 2HCl .

Оксид фосфора (V) – белый гигроскопичный порошок. Очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей. Это кислотный оксид, о чем свидетельствует гидролиз

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ .

Дальнейшая гидратация приводит к образованию пирофосфорной кислоты и ортофосфорной кислоты

2НРО₃ + Н₂О = Н₄Р₂О₇ ,

Н₄Р₂О₇ + Н₂О = 2Н₃РО₄ .

Фосфорная кислота – это белое кристаллическое вещество, с водой смешивается в любых соотношениях. В твердом состоянии и в концентрированных растворах молекулы фосфорной кислоты связаны силами водородных связей, этим обусловлена повышенная вязкость фосфорной кислоты. Ортофосфорную кислоту в виде сиропообразного 85 %-ного раствора получают взаимодействием

Са₃(РО₄)₂ + 3Н₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄ .

Соли фосфорной кислоты – ортофосфаты, в водных растворах подвергаются гидролизу. При переходе от средней соли к кислой рН растворов снижается

Na₃PO₄ + H₂O = NaOH + Na₂HPO₄ ;

PO + H₂O = OH^– + HPO .

Na₂HPO₄ + H₂O = NaOH + NaH₂PO₄ ;

HPO + H₂O = OH^– + H₂PO .

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, растворим в воде и дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция нерастворимы, но растворяются в органических кислотах.