Министерство образования и науки РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Новгородский государственный университет

имени Ярослава Мудрого»

Институт сельского хозяйства и природных ресурсов

Кафедра фундаментальной и прикладной химии

Фосфор Методические указания к лабораторной работе

Великий Новгород

2013

Фосфор. Методические указания к лабораторной работе / Составители: В.П. Кузьмичёва, В.А. Исаков – НовГУ, Великий Новгород, 2013 г. – с.

Методические указания предназначены для изучения дисциплины «Неорганическая химия»

Содержание

ВВЕДЕНИЕ		4
1	ЦЕЛЬ РАБОТЫ		4
2	ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ		4
	2.1 Простые вещества		4
	2.2 Кислородсодержащие соединения элементов VБ-группы		4
	2.3 Качественная реакция на соединения ванадия (V)		5
	2.4 Комплексные соединения		5
3	ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ		6
4	ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ		6
	4.1 Свойства ванадия		6
	4.2 Соединения ванадия (V)		6
	4.3 Соединения ванадия низших степеней окисления		7
5	ТРЕБОВАНИЯ К ОФОРМЛЕНИЮ И СОДЕРЖАНИЮ ОТЧЕТА		8
6	ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ		8
ЛИТЕРАТУРА		9

Введение

В периодической системе фосфор, как и азот, находится в группе VA, но в III периоде. Его электронная конфигурация ls²2s²2p⁶3s²3р³. Наличие в валентном слое трех неспаренных электронов приводит к образованию трех связей. Однако, в отличие от элементов II периода, фосфор имеет в валентном слое сво­бодные 3d-орбитали. Поэтому при возбуждении атома фосфора легко достигается состояние с пятью неспаренными электронами ls²2s²2p⁶3s¹3p³3d¹, что позволяет ему образовывать пять связей. Таким образом, фосфор в своих соединениях проявляет валентность 3 и 5. Степень окисления атома фосфора в соединениях может меняться от -3 до +5:

В природе фосфор встречается только в формах, содержащих фосфат-анион РО₄^3-. Это обусловлено тем, что фосфор образует с кислородом более прочные связи, чем с другими элементами. В организме фосфор встречается только в виде фосфатов, неорганических и органических. Все они имеют тетраэдрическую структуру, в которой атом фосфора расположен в центре тетраэдра, а атомы кислорода – в его вершинах.

1 Цель работы

Ознакомиться с химическими свойствами простых веществ и соединений фосфора.

2 Основные теоретические положения

2.1 Простые вещества

При переходе от азота к фосфору, так же как и при переходе от кислорода к сере, прочность π_р-р-связей уменьшается в большей мере, чем σ-связей, поэтому при обычных условиях в твердом состоянии минимуму энергии отвечает образование трех σ-связей, а не кратная связь между двумя атомами, как в случае азота. Три σ-связи позволяют получить бесконечные плоскости, и такая конфигурация реализуется в черном фосфоре. Но, кроме того, как и в случае серы, возможно образование небольших замкнутых молекул. Ниже 1200 °С наиболее устойчивы молекулы Р₄, в которых атомы фосфора расположены в вершинах тетраэдра и каждый атом образует три σ-связи (рис. 1). При охлажде­нии паров фосфора ниже 287 °С они конденсируются в бесцветную или бледно-желтую жидкость, которая при 44 °С застывает, образуя мягкую массу, похожую на воск, - белый фосфор. Это твердое вещество, построенное из молекул Р₄. Как видно из рис. 1, углы между связями в молекуле равны 60°, что существенно меньше, чем нормальный угол между р-орбиталями, равный 90°. Поэтому молекула Р₄ излишне напряжена и, как следствие этого, очень реакционноспособна. Белый фосфор загорается на воздухе уже при 50 °С, поэтому хранят его под водой в темноте.

На свету или при нагревании без доступа воздуха белый фосфор переходит в более стабильную полимерную модификацию, имеющую слоистую структуру с менее напряженными связями. Полимерные модификации в зависимости от условий имеют разную окраску и несколько различающиеся свойства. Красный фосфор гораздо менее активен, чем белый, не растворяется в CS₂, плавится под давлением при ~580 °С и загорается только при нагревании до ~250 °С. В отличие от белого, красный фосфор не ядовит.

Самой устойчивой модификацией при стандартных условиях является черный фосфор, который может быть получен в результате длительного нагревания белого при температуре 200 °С давлении 12 · 10⁵ кПа.

Рис. 1. Строение тетраэдрической молекулы Р₄

Грань тетраэдра – равносторонний треугольник, поэтому угол между связями равен 60°

При нагревании всех модификаций фосфора образуется пар, состоящий из молекул Р₄, конденсация которого дает белый фосфор. Четырехатомные молекулы устойчивы до 1200 °С, а при дальнейшем нагревании диссоциируют на двухатомные:

Р_4(г) = 2Р_2(г), ΔН° = 229 кДж

Следует подчеркнуть, что молекула Р₂, как и N₂, исключительно устойчива – ее распад на атомы начинается выше 3000 °С.

При обычных условиях фосфор, как белый так и красный, энергично реагирует с галогенами.

Белый фосфор окисляется при комнатной температуре кислородом воздуха, причем этот экзотермический процесс сопровождается хемилюминесценцией – выделением энергии только в виде света. Поэтому белый фосфор при соприкосновении с воздухом светится в темноте, что и послужило основанием для названия элемента – «светоносный». Окисление происходит по цепному механизму, и его скорость максимальна при некотором оптимальном парциальном давлении кислорода. В чистом кислороде окисление идет медленно и фосфор не светится.

При нагревании фосфор реагирует со многими металлами, выступая в роли окислителя и образуя фосфиды:

3Са + 2Р = Са₃Р₂, ΔН° = -494 кДж

С неметаллами он реагирует как восстановитель:

2Р + 5С1₂ = 2РС1₅, ΔН° = -872 кДж

4Р + 10S = P₄S₁₀, ΔН° = -364 кДж

Основная масса получаемого в промышленности фосфора перера­батывается в фосфорную кислоту и фосфорные удобрения. Значительная часть его используется в спичечном производстве, а также в металлургии.

С водородом фосфор не реагирует и водородное соединений фосфора – фосфин РН₃ может быть получен косвенным путем, например, действием кислот на фосфиды кальция или магния:

Ca₃P₂ + 6HCl → 3CaCl₂ + 2PH₃↑

или диспропорционированием белого фосфора в щелочной среде при нагревании:

3

t°

2Р₄ + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O → 3Ba(H₂PO₂)₂ + 2PH₃↑

Для нейтрализации остатков белого фосфора используется реакция его окисления катионом Cu²⁺:

1/2P₄ + 5CuSO₄ + 8H₂O → 2H₃PO₄ + 5Cu↓ + 5H₂SO₄

для этой же цели применяют раствор перманганата калия:

3/4P₄ + 5KMnO₄ + 2H₂O → 5MnO₂ + 2K₂HPO₄ + KH₂PO₄

Концентрированные HNO₃ и H₂SO₄ при нагревании переводят красный фосфор в ортофосфорную кислоту:

t°

P + 5HNO_3конц → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

Красный фосфор также реагирует с бертолетовой солью при ударе или трении:

6P + 5KClO₃ → 3P₂O₅ + 5KCl

Смесь этих реагентов используется для изготовления спичек. Головка спички содержит смесь KClO₃, K₂Cr₂O₇, стекла и клея. На спичечную коробку наносят красный фосфор в смеси с сульфидом сурьмы (III) и клеем. При трении головки спички о коробок спичка загорается.