• Главная

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора. Кислотным является оксид азота магния фосфора хрома


Характерные химические свойства азота и фосфора.

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:

6Li + N2 = 2Li3N

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:

гидролиз нитридов активных металлов

А также растворами кислот, например:

кислотный гидролиз нитридов активных металлов

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 оС и является обратимой:

N2 + O2 = 2NO

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:

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 Pn. 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 Pn 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:

4P + 5O2 = 2P2O5

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:

P + Cl2; P + Br2

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

2P + 3I2 = 2PI3

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:

3Ca + 2P = Ca3P2

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:

взаимодействие фосфора с кислотами окислителями

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:

scienceforyou.ru

Кислородные соединения фосфора

Оксиды фосфора

Р2О3 - оксид фосфора (III)

При обычной температуре - белая воскообразная масса с т. пл. 23,5'С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р4О6.

Способ получения

Р2О3 образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

Химические свойства

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р2О3 + ЗН2О =2h4PO3

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р2О3:

2Р2О3 + 6Н2О = РН3 + Зh4PO4

Взаимодействие Р2О3 со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + Н2О

1. Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 + О2 = Р2О5

2. Окисление галогенами:

Р2О3 + 2Cl2 + 5Н2О = 4HCl + 2h4PO4

Р2О5 - оксид фосфора (V)

При обычной температуре - белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р4О10. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 - самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Химические свойства

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая (дифосфорная)

Р2О5 + ЗН2О = 2h4PO4 ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О

Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О

Р2О5 + 2NaOH = 2Nah3PO4 + Н2О

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5

Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

h4PO4 - фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н2[НРО3]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р2О3 в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl3 + ЗН2О = Н2[НРО3] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2Н2[НРО3] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре h4PO3 - бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно - и двухзамещенные фосфиты, например:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

Кислота и ее соли - очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, h3SО4 конц., К2Сr2O2), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

h4PO3 + 2AgNO3 + Н2О = h4PO4 + 2Ag↓ + 2HNO3

h4PO3 + Cl2 + Н2О = h4PO4 + 2HCl

При нагревании в воде Н3РO3 окисляется до h4PO4 с выделением водорода:

h4PO3 + Н2О = h4PO4 + Н2

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н3РO3 = ЗН3РO4 + РН3

Фосфиты - соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: Nah3PO3, Са(h3PO3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO3.

Примеры: Na2HPO3, СаHPO3.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н3РO4 - ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н+ + Н2РO4-

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Н2РO4- → Н+ + НРO42-

НРO42- → Н+ + РO43-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н3РO4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°'С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н3РO4 служит природный фосфат Са3(РO4)2:

I. 3-стадийный синтез:

Са3(РO4)2 → Р → Р2O5 → Н3РO4

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са3(РO4)2 + 3h3SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑

Химические свойства

Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот - взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Примеры реакций:

2Н3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3h3t

2Н3РO4 + ЗСаО = Са3(РO4)2 + ЗН2О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О

Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О

Н3РO4 + NaOH = Nah3PO4 + Н2О

Н3РO4 + Nh4 = Nh5h3PO4

Н3РO4 + 2Nh4 = (Nh5)2HPO4

В отличие от аниона NO3- в азотной кислоте, анион РO43- окисляющим действием не обладает.

Реактивом для обнаружения анионов РO43- (а также НРO42- , Н2РO4-) является раствор AgNO3, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg+ + РO43- = Аg3РO4↓

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров - нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н3РO4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Название

Анион соли

Растворимость в воде

Примеры солей

Фосфаты

PO43-

большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)

Na3РO4; Са3(РO4)2

Гидрофосфаты

HPO42-

растворимы

Na2НРO4; СаНРО4

Дигидрофосфаты

Н2РO4-

очень хорошо растворимы

Nah3PO4; Са(Н2РO4)2

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

1. Фосфоритная мука - тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са3(РO4)2

2. Простой суперфосфат - Са3(РO4)2 + 2h3SO4 = Са(Н2РO4)2 + 2CaSO4

3. Двойной суперфосфат - Са3(РO4)2 + 4Н3РO4 = ЗСа(Н2РO4)2

4. Преципитат - Са(ОН)2 + Н3РO4 = СаНРO4 + 2Н2О

5. Аммофос - Nh4 + Н3РO4 = Nh5Н2РO4;

2Nh4 + Н3РO4 = (Nh5)2HРO4

6. Аммофоска - Аммофос + KNO3

examchemistry.com

Азот и Фосфор. Соединения Азота и фосфора - Неметаллы - Неорганическая химия - Химия

Азот и Фосфор. Соединения Азота и фосфора
Азот и Фосфор
Элементы Азот и Фосфор расположены в V группе Периодической системы, Нитроген во 2-м периоде, Фосфор - в 3-м.Электронная конфигурация атома Азота:Валентность Азота: III и IV, степень окисления в соединениях: от -3 до +5.Строение молекулы азота: , .Электронная конфигурация атома Фосфора:Электронная конфигурация атома Фосфора в возбужденном состоянии:Валентность Фосфора: III и V, степень окисления в соединениях: -3, 0, +3, +5.Физические свойства азота. Бесцветный газ без вкуса и запаха, немного легче воздуха г/моль, г/моль), плохо растворим в воде. Температура плавления -210 °С, кипения -196 °С.Аллотропные модификации Фосфора. Среди простых веществ, что образует элемент Фосфор, наиболее распространены белый, красный и черный фосфор.Распространение Азота в природе. Азот в природе встречается главным образом в виде молекулярного азота . В воздухе объемная доля азота составляет 78,1 %, массовая - 75,6 %. Соединения Азота в небольших количествах содержатся в почве. В составе органических соединений (белки, нуклеиновые кислоты, АТФ) Азот содержится в живых организмах.Распространение Фосфора в природе. Фосфор встречается в химически связанном состоянии в составе минералов: фосфоритов, апатитов, основная составляющая которых . Фосфор - жизненно важный элемент, входит в состав липидов, нуклеиновых кислот, АТФ, кальций ортофосфату (в костях и зубах).
Получение азота и фосфора.
Азот получают в промышленности из жидкого воздуха: поскольку азот имеет низкую температуру кипения из всех атмосферных газов, из жидкого воздуха он испаряется первым. В лаборатории азот получают при термическом разложении аммоний нитрита: .Фосфор получают из апатитов или фосфоритов при прокаливании их с коксом и песком при температуре :Химические свойства азота.1) Взаимодействие с металлами. Вещества, образующиеся в результате этих реакций, называются нітридами. При комнатной температуре азот реагирует только с литием:С другими металлами азот реагирует при высоких температурах: - алюминий нитрид2) Взаимодействие с неметаллами. С водородом азот взаимодействует в присутствии катализатора за высокого давления и температуры: - аммиак За очень высоких температур (около ) азот реагирует с кислородом: - азот(II) оксидХимические свойства фосфора.1) Взаимодействие с металлами. При нагревании фосфор реагирует с металлами: - кальций фосфид2) Взаимодействие с неметаллами. Белый фосфор самовоспламеняется, а красный горит при поджигании: - фосфор(V) оксидПри недостатке кислорода образуется фосфор(III) оксид (очень ядовитое вещество):Взаимодействие с галогенами:Взаимодействие с серой:
Аммиак
Молекулярная формула аммиака: .Электронная формула: Структурная формула: Физические свойства аммиака. Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, ядовит. При увеличении давления или охлаждении легко скраплюється в бесцветную жидкость, температура кипения , температура плавления . Аммиак очень хорошо растворяется в воде: при в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака, при - 1200 объемов.Получение аммиака.1) Аммиак в лаборатории получают нагреванием сухой смеси кальций гидроксида (гашеной извести) и аммоний хлорида (нашатыря):2) Аммиак в промышленности получают из простых веществ - азота и водорода:Химические свойства аммиака. Азот в аммиака имеет наименьшую степень окисления и поэтому проявляет только восстановительные свойства.1) Горение в атмосфере чистого кислорода или в подогретом воздухе:2) Окисление до нитроген(II) оксида в присутствии катализатора (раскаленная платина):3) Оборотная взаимодействие с водой:Наличие ионов обусловливает щелочную среду раствора аммиака. Полученный раствор называется нашатырный спирт или амоніачна вода. Ионы аммония существуют только в растворе. Выделить аммоний гидроксид как самостоятельное соединение невозможно.4) Восстановление металлов из их оксидов:5) Взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония (реакция соединения): - аммоний нитрат.Применение аммиака. Большое количество аммиака расходуется на получение азотной кислоты, нітрогеновмісних солей, мочевины, соды амоніачним методом. На легком скрапленні и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках. Водные растворы аммиака используют как нитратные удобрения.
Соли аммония
Соли аммония - соли, содержащие катион группу . Например, - аммоний хлорид, - аммоний нитрат, - аммоний сульфат.Физические свойства солей аммония. Белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.Получение солей аммония. Соли аммония образуются при взаимодействии газообразного аммиака или его растворов с кислотами:Химические свойства солей аммония.1) Диссоциация: 2) Взаимодействие с другими солями: 3) Взаимодействие с кислотами: 4) Взаимодействие со щелочами: Эта реакция является качественной на соли аммония. Аммиак, выделяющийся определяют по запаху или посинением влажной индикаторной бумаги.5) Разложение при нагревании:Применение солей аммония. Соли аммония применяются в химической промышленности и как минеральные удобрения в сельском хозяйстве.
Азот оксиды и фосфор оксиды
Азот образует оксиды, в которых он проявляет степень окисления от +1 до +5: ; NO; ; ; ; .Все азот окислы ядовиты. Оксид имеет наркотические свойства, которые на начальной стадии обозначаются эйфорией, отсюда и название - «веселящий газ». Оксид раздражает дыхательные пути и слизистые оболочки глаз. Вредное следствие химического производства, он попадает в атмосферу в виде «лисьего хвоста» - красно-коричневого окраса.Фосфор оксиды: и . Фосфор(V) оксид - наиболее стабильный оксид при обычных условиях.Получение оксидов азот и фосфор оксидов.При непосредственном сочетании молекулярных азота и кислорода образуется только нитроген(II) оксид:Другие оксиды получают косвенным путем.Фосфор(V) оксид получают при сгорании фосфора в избытке кислорода или воздуха:Химические свойства оксидов азот.1) - окислитель, может поддерживать горение:Не реагирует с водой и щелочами.2) NO - легко окисляется:Не реагирует с водой и щелочами.3) кислотный оксид:4) - сильный окислитель, кислотный оксид:В присутствии избытка кислорода:Димеризується, образуя оксид - бесцветную жидкость: . Реакция обратима. При -11 °С равновесие практически смещено в сторону образования , а при 140 °С - в сторону образования .5) - кислотный оксид:Химические свойства фосфор(V) оксида. Фосфорсодержащие кислоты. - типично кислотный оксид. Ему соответствуют три кислоты: мета-, орто- и двофосфатна. При растворении в воде сначала образуется метафосфатна кислота:При длительном кипячении с водой - ортофосфатная кислота:При осторожном прокаливании ортофосфатной кислоты образуется двофосфатна кислота:Применение оксидов азот и фосфор оксидов.Азот(IV) оксид используется в производстве азотной кислоты, азот(И) оксид - в медицине.Фосфор(V) оксид используют для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случаях - для отщепления от веществ химически связанной воды.
Азотная и фосфатная кислоты
Физические свойства ортофосфатной (фосфорной) кислоты. При обычных условиях - твердое, бесцветное, кристаллическое вещество. Температура плавления +42,3 . В твердой и жидкой кислоте молекулы объединяются за счет водородных связей. Этим обусловлена повышенная вязкость концентрированных растворов фосфорной кислоты. Она хорошо растворима в воде, его раствор - электролит средней силы.Физические свойства азотной кислоты. Безводная (100%-ная) кислота - бесцветная жидкость, сильно пахнет, температура кипения . В случае хранения на свету постепенно окрашивается в бурый цвет вследствие разложения и образования высших оксидов азот, в том числе и бурого газа . Хорошо смешивается с водой в любых соотношениях.Получение фосфатной кислоты.1) С ее солей, содержащихся в фосфатных минералах (апатитах и фосфоритах), при действии серной кислоты:2) Гидратацией фосфор(V) оксида:Получение нитратной кислоты.1) Из сухих солей азотной кислоты при действии на них концентрированной серной кислоты:2) С азот оксидов:3) Промышленный синтез азотной кислоты: - каталитическое окисление аммиака, катализатор - платина. - окисление кислородом воздуха. - поглощение водой в присутствии кислорода.Химические свойства фосфорной кислоты. Проявляет все типичные свойства кислот. Фосфатная кислота - триосновна, образует два ряда кислых солей - дигідрофосфати и гидрофосфаты.1) Диссоциация:2) Взаимодействие с оксидами металлов:3) Взаимодействие с основаниями:4) Взаимодействие с солями. Реакция с аргентум нитратом является качественной на ион - выпадает желтоватый осадок аргентум фосфата:5) Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:Химические свойства азотной кислоты. Азотная кислота - сильный окислитель.1) Диссоциация: 2) Взаимодействие с оксидами металлов:3) Взаимодействие с основаниями: 4) Взаимодействие с солями: 5) Взаимодействие с металлами. При взаимодействии с металлами концентрированной и разбавленной азотной кислоты образуется соль (нитрат), азот оксиды, азот или аммиак и вода.Применение ортофосфатной и азотной кислот.Ортофосфатная кислота широко используется в производстве минеральных удобрений. Она не ядовита и используется в пищевой промышленности для изготовления сиропов, напитков (кока-колы, пепси-колы).Азотная кислота расходуется на производство азотных удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, красителей, пластмасс, искусственных волокон и других материалов. Концентрированная азотная кислота применяется в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.
Нитраты
Соли азотной кислоты - нитраты. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, токсичные. Натрий, Калий, Кальций и аммоний нитраты называют также селітрами.Получение нитратов.1) Взаимодействие азотной кислоты с основаниями:2) Взаимодействие азотной кислоты с основными оксидами:3) Взаимодействие азотной кислоты с металлами, амоніаком:4) Взаимодействие азотной кислоты с солями:Химические свойства нитратов. Нитраты имеют химические свойства, которые являются типичными для солей (взаимодействие с кислотами, солями, основаниями). Характерным является разложение при нагревании. Продукты разложения определяются местом металла в электрохимическом ряду напряжений.Например:Качественной реакцией на нитрат-ион является нагревание раствора испытуемой соли с концентрированной серной кислотой и медью. Сульфатная кислота вытесняет нитратную с ее соли и реагирует с медью, наконец наблюдается выделение бурого газа:Применение нитратов. В основном нитраты применяются в производстве удобрений, взрывчатых веществ, азотной кислоты, а также стекла, лекарств, для обработки и консервирования пищевых продуктов.
Фосфаты
Соли фосфорной кислоты - фосфати. Ортофосфатная кислота - триосновна кислота, поэтому она образует три ряда солей: средние - фосфаты и два ряда кислых солей - гідрофосфати и дигідрофосфати . Кислые соли растворяются в воде лучше, чем средние.Получение фосфатов. Взаимодействие ортофосфатной кислоты:1) с основаниями:2) оксидами металлов:3) металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до Водорода:4) солями:Химические свойства фосфатов. Фосфаты имеют все типичные химические свойства солей. Характерными для них являются переходы от дигидро - к гідрофосфатів и фосфатов:Кислые соли, в состав которых входят атомы Водорода, образующиеся при избытке кислоты в реакционной смеси.Качественной реакцией на фосфат-ион является взаимодействие исследуемой соли с аргентум нитратом. При этом выпадает желтый осадок :.Применение фосфатов. Фосфаты в основном применяются как минеральные удобрения, а также для производства фосфорных кислот, фосфора.
Минеральные удобрения
Вещества, вносимые в почву для повышения урожайности, называются удобрениями.Нитратные удобрения делятся на две группы: минеральные (селитры , , , , жидкий аммиак) и органические (навоз, компост, бобовые растения).Фосфатные удобрения. Минеральные соли поглощаются растениями только в растворенном виде, поэтому используются фосфатные удобрения как кислые соли - они лучше средних растворяются в воде.Важнейшие фосфатные удобрения:- двойной суперфосфат ,- простой суперфосфат ,- преципитат ,- фосфоритная мука .Комбинированные удобрения содержат несколько необходимых растению элементов, например: , - амофоси содержат Азот и Фосфор. Смесь амофосів с калийной селитрой называется «амофосна» и содержит также калий.

na-uroke.in.ua

Химия фосфора и его соединений

 

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов 2. Строение атома фосфора3. Физические свойства и нахождение в природе4. Строение молекулы5. Соединения фосфора6. Способы получения7. Химические свойства 7.1. Взаимодействие с простыми веществами 7.1.1. Взаимодействие с кислородом7.1.2. Взаимодействие с галогенами7.1.3. Взаимодействие с серой 7.1.4. Взаимодействие с металлами7.1.5. Взаимодействие с активными металлами7.1.6. Взаимодействие с водородом7.2. Взаимодействие со сложными веществами7.2.1. Взаимодействие с окислителями7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Фосфин1. Строение молекулы и физические свойства 2. Способы получения3. Химические свойства3.1. Основные свойства3.2. Взаимодействие с кислородом3.3. Восстановительные свойства

ФосфидыСпособы получения фосфидовХимические 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 кислоты3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты 3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот3.4. Разложение при нагревании3.5. Взаимодействие с металлами3.6. 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 реакционноспособен, самовоспламеняется на воздухе.

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.

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 h4PO4

метафосфорная кислота HPO3

пирофосфорная кислота h5P2O7

фосфаты MePO4

Гидрофосфаты MeНРО4

Дигидрофосфаты MeН2РО4

Галогенангидриды: PОCl3, PCl5

+3 Оксид фосфора (III) P2O3

Фосфористая кислота h4PO3

Фосфиты MeHPO3

Галогенангидриды: PCl3

+1 Фосфорноватистая кислота h4PO2

Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты:

Meh3PO2

-3 Фосфин Ph4

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  +  2h3O   +   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

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

2P    +   3Cl2    →  2PCl3

2P    +   5Cl2    →  2PCl5

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     →   h4PO4     +   5NO2↑    +    h3O

5HNO3      +    3P     +    2h3O   →    3h4PO4     +   5NO↑

Серная кислота также окисляет фосфор:

2P    +    3h3SO4  →  2h4PO4   +  3SO2

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

6P     +   5KClO3    →   3P2O5   +   5KCl

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   +   3h3O   →   3Kh3PO2   +   Ph4↑   или

P4    +    3KOH    +   3h3O   →   3Kh3PO2    +   Ph4↑

Или с гидроксидом кальция:

8P      +    3Ca(OH)2    +    6h3O   →   3Ca(h3PO2)2   +   2Ph4↑  

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин Ph4 – 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 влиение 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    +   6h3O  →   3Са(ОН)2    +   2Ph4

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

Mg3P2      +   6HCl →   3MgCl2    +   2Ph4↑

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

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

4P    +   3KOH   +   3h3O   →   3Kh3PO2   +   Ph4↑

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:

Ph4   +   HI   →  Ph5I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин Ph4 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняетя:

2Ph4    +   4O2  →   P2O5   +   3h3O

Ph4    +   2O2  →   h4PO4

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в сетпень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

Ph4    +   8HNO3  →   h4PO4   +    8NO2    +  4h3O

Серная кислота также окисляет фосфин:

Ph4    +  3h3SO4      →    h4PO4   +    3SO2    +  3h3O

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2Ph4    +   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    +   6h3O   →  3Са(ОН)2    +   2Ph4↑

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Mg3P2      +   6HCl   →   3MgCl2    +   2Ph4↑

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
P2O5 Оксид 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 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:

2Р2О3    +   6Н2О (гор.)    →  РН3    +   3Н3РО4

2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявяет 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  +   h3O

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) –  это кислотный оксид.  В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4h20. 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  +   h3SO4   → 2HPO3  +   SO3

P2O5   +  2HNO3  →  2HPO3  +  N2O5

P2O5   +   2Ch4COOH   →   2HPO3  +   (Ch4CO)2O

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

P2O5   +   3h3O   →  2h4PO4 

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

P2O5   +   2h3O   →  2h5P2O7 

P2O5   +  h3O   →  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  +   3h3O

P2O5   +   2NaOH   +   h3O   →  2Nah3PO4 

P2O5   +   4NaOH    →  2Na2HPO4  +   h3O

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 h4PO4, мета-фосфорную HPO3, пиро-фосфорную h5P2O7.

Фосфорная кислота h4PO4 – 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 h5P2O7.

 

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   +   3h3O    →    2h4PO4

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)    +  3h3SO4(конц)  →   2h4PO4   +   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     →   h4PO4     +   5NO2↑    +    h3O

Химические свойства

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

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

h4PO4  ⇄  H+ + h3PO4–

h3PO4–  ⇄  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:

2h4PO4    +   3MgO   →   Mg3(PO4)2   +   3h3O

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

h4PO4    +   КОН     →     Kh3РО4  +   h3O

h4PO4    +   2КОН      →     К2НРО4  +   2h3O

h4PO4    +   3КОН     →    К3РО4  +   3h3O

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   +  3h3O

4. При нагревании h4PO4  до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты h3P2O7:

2h4PO4   →  h3P2O7   +   h3O

5. Фосфорная кислота взаимодествует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:

2h4PO4    +   3Mg   →    Mg3(PO4)2   +   3h3

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

2h4PO4   +   3Nh4    →    Nh5h3PO4     +   (Nh5)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 h4PO3 — 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 фосора (III):

PCl3   +   3h3O   →    h4PO3   +   3HCl

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

Р2О3    +   3Н2О   →   2Н3РО3

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота h4PO3  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:

h4PO3  + 2NaOH → Na2HPO3   + 2h3O

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

4h4PO3   →   3h4PO4  + Ph4

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

Например, h4PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:

5h4PO3    +   2KMnO4   +   3h3SO4    →  5h4PO4   +   K2SO4    +   2MnSO4   +  3h3O

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

h4PO3   +  HgCl2  + h3O →  h4PO4  + 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    +   4h4PO4    →   3Ca(h3PO4)2

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

Ca3(PO4)2    +  2h3SO4  →   Ca(h3PO4)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    +   h4PO4  →  2Kh3PO4

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

K2HPO4    +   KOH   →  K3PO4  +   h3O

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:

Nah3PO4    +   2NaOH   →  Na3PO4  +   2h3O

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

Microsoft Word - ПО занятие 4

%PDF-1.3 % 48 0 obj > endobj 47 0 obj >stream PScript5.dll Version 5.2.22010-11-14T14:16:02+03:002010-11-14T14:16:02+03:00application/pdf<li xml:lang="x-default">Microsoft Word - ПО занятие 4</li>

  • SA
  • Acrobat Distiller 8.1.0 (Windows)uuid:83255938-678e-4f88-81e3-e96d67f1c5dduuid:4df064c1-6e60-4897-ab35-6cab4a252e0b endstream endobj 9 0 obj > endobj 45 0 obj > endobj 44 0 obj > endobj 1 0 obj > endobj 10 0 obj > endobj 13 0 obj > endobj 18 0 obj > endobj 22 0 obj > endobj 23 0 obj >stream h[ˎWxsuSAËdF6wM?C")[email protected]`n,V:u_Fvӯ//lGv/'^ON)?wbi*O;)|~~s1_{LQ#ˉ@'?_O5Y=8so.tԯ#y?5':i>8tDnwr4]օPb.NGBG)t=*NٷO` eN9{дcҰۧCo"Io||^;Wm5B $ /쭇}ΫD5̚uaw+I7&ڇ ]9v

    www.rsmu.ru

    Урок 14. Азот и фосфор – HIMI4KA

    Строение атома и свойства азота

    Азот — элемент пятой группы второго периода Периодической системы Менделеева.

    Задание 14.1. Опишите строение атома этого элемента.

    Имея на внешнем энергетическом уровне пять электронов, азот является типичным неметаллом, т. е. способен и принимать и отдавать электроны:

    Задание 14.2. Составьте формулы простейших соединений азота с высшей (+5) и низшей (–3) степенями окисления (в случае затруднений см. урок 3).

    Задание 14.3. Определите степени окисления азота в соединениях:

    В своих соединениях атом азота может проявлять любые степени окисления от –3 до +5. Свойства некоторых из этих соединений будут рассмотрены ниже.

    Простое вещество — азот N2 — составляет 4/5 Земной атмосферы. Азот в виде соединений (белков) входит в состав всех живых существ. Неорганических соединений азота в земной коре очень мало: 0,002 % по массе.

    Вопрос. Какой тип химической связи соединяет атомы азота в его молекуле N2?

    Поскольку в этой молекуле объединяются одинаковые атомы — связь ковалентная неполярная:

    Кроме того, это — тройная связь, на разрыв которой требуется затратить очень много энергии. Поэтому при нормальных условиях азот не реагирует ни с одним веществом, кроме лития. При определённых условиях (нагревание, присутствие катализатора) азот реагирует с некоторыми металлами и неметаллами:

    Задание 14.4. Расставьте коэффициенты. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет азот в этих реакциях.

    Поскольку атом азота в молекуле азота N2 имеет промежуточную степень окисления 0, в химических реакциях он может быть и окислителем и восстановителем:

    Так как азот с трудом вступает в химические реакции, он относится к инертным газам и используется там, где нужно изолировать что-либо от окислительного действия кислорода: внутри баллона лампочки накаливания, атмосфера нефтехранилища и т. д.

    Очень низкая температура кипения жидкого азота (–195,8 °C) позволяет быстро замораживать пищевые продукты и сохранять их в таком виде длительное время.

    Важнейшими органическими соединениями азота являются белки, которые входят в состав любого живого организма. Но большинство живых существ не могут получать белки из атмосферного азота (связывать азот). Для этого нужны его соединения. Важнейшими неорганическими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и их соли.

    Аммиак и соли аммония

    Аммиак Nh4 — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.

    Задание 14.5. Составьте электронную и графическую формулы аммиака и определите тип химической связи в этой молекуле.

    Поскольку связь N-Н сильно полярна, аммиак очень хорошо растворяется в полярном растворителе (воде) и реагирует с нею:

    Вопрос. Какую реакцию среды имеет полученный раствор?

    В результате этой реакции в растворе появляется избыток ионов ОН–, поэтому раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную среду и проявляет свойства слабого основания. Называется это основание «гидроксид аммония», и ему приписывают формулу Nh5OH. Поскольку это щёлочь (растворимое основание), получаемая из летучего вещества (газа), её называют «летучей щёлочью».

    Вопрос. Будет ли аммиак, а также его водный раствор реагировать с кислотами? щелочами?

    Проявляя основные свойства, аммиак реагирует только с кислотами и не реагирует со щелочами:

    В результате таких реакций образуются соли аммония, в которых вместо катиона металла имеется одновалентный катион аммония Nh5+. Соли аммония имеют ряд особенностей:

    1. Соли аммония, как соли слабого основания, реагируют со щелочами:

    Задание 14.6. Составьте уравнение этой реакции в ионномолекулярном виде. Не забудьте, что гидроксид аммония — слабое основание.

    Если такая реакция идёт при нагревании, то получается аммиак в виде газа. Это лабораторный способ получения аммиака:

    Кроме того, появляется характерный запах — качественный признак присутствия солей аммония в смеси. Эту реакцию используют для получения аммиака в лаборатории.

    Вопрос. Будут ли соли аммония подвергаться гидролизу?

    2. Соли аммония, как соли слабого основания, подвергаются гидролизу:

    Вопрос. Какая реакция среды получается в результате данного процесса?

    Задание 14.7. Составьте уравнение реакции гидролиза нитрата аммония. Какой цвет имеет лакмус в этом растворе?

    3. Соли аммония, как соли летучего основания, разлагаются при нагревании. При этом может выделяться аммиак:

    Но если соль образована кислотой, анион которой является сильным окислителем, аммиак не выделяется:

    Почему в этом случае не выделяется аммиак? Возможно, что сначала процесс идёт как обычно:

    Но поскольку азотная кислота — окислитель, а аммиак — восстановитель, они тут же реагируют друг с другом. При разложении нитрата аммония возможны и другие продукты реакции:

    Задание 14.8. Составьте электронный баланс для реакций (1) и (2), укажите окислитель и восстановитель.

    Вопрос. Почему атом азота в аммиаке проявляет восстановительные свойства? Может ли этот атом принимать электроны?

    Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень окисления –3 и поэтому способен только отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому аммиак легко реагирует с окислителями, например с кислородом, и горит:

    Реакция (3) практического смысла не имеет: зачем возвращать в атмосферу азот, который только что с таким трудом был превращён в аммиак? Зато реакция (4) каталитического окисления аммиака используется при получении азотной кислоты. Кроме того, аммиак и его соли применяются как азотные удобрения, а нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей.

    Азотная кислота и её соли

    Азотную кислоту получают в три стадии. Первая — каталитическое окисление аммиака. Полученный бесцветный газ NO окисляют в бурый газ NO2:

    Эта реакция идёт даже при нормальных условиях. Полученный бурый газ NO2 очень ядовит, имеет резкий запах. Растворением его в воде в присутствии кислорода получают азотную кислоту:

    Азотная кислота — очень сильный электролит, в растворе полностью диссоциирует на ионы:

    Вопрос. Какие свойства проявляет атом азота азотной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

    Поскольку атом азота в азотной кислоте находится в высшей степени окисления +5, азотная кислота — сильный окислитель. Она окисляет и простые и сложные вещества:

    Органические вещества, входящие в состав бумаги, хлопка, скипидара, могут загореться при соприкосновении с концентрированной азотной кислотой. Не удивительно поэтому, что при взаимодействии металлов с азотной кислотой не удаётся получить водород в качестве продукта реакции:

    Действительно, водород — восстановитель, а азотная кислота — окислитель, и они легко реагируют друг с другом в момент выделения водорода. В результате таких реакций образуются оксиды азота или аммиак, который образует с азотной кислотой соль аммония:

    Обратите внимание.

    1. Концентрированная азотная кислота не реагирует с алюминием, хромом и железом, так как образует на их поверхности прочную оксидную плёнку, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления (пассивирует его).
    2. Азотная кислота реагирует даже с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений после водорода (водород и здесь НЕ выделяется!).
    3. Продукт реакции зависит и от активности металла и от разбавления кислоты: чем активнее металл и чем разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается кислота, т. е. сильнее изменяется степень окисления атома азота (вплоть до –3).

    Задание 14.9. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях реакций, пользуясь методом электронного баланса.

    В любой из этих реакций образуется соль азотной кислоты — нитрат. Нитраты — это хорошо растворимые соли, применяемые часто в качестве удобрений (KNO3, Nh5NO3). Соединения азота используются в качестве удобрений, поскольку растения, как и человек, не способны усваивать азот воздуха, т. е. не способны превращать N2 в органические соединения азота. А без этих соединений — аминокислот, белков, нуклеиновых кислот — жизнь в принципе невозможна.

    При использовании таких удобрений следует помнить, что избыток нитратов в почве и растениях опасен для жизни, так как нитраты ядовиты!

    Нитраты легко разлагаются при нагревании, причём продукты разложения зависят от активности металла. Так, нитраты очень активных металлов — селитры — разлагаются по схеме:

    Задание 14.10. Составьте уравнение реакции разложения нитрата натрия.

    Селитры входят в состав взрывчатых веществ. Так, нитрат калия входит в состав чёрного пороха. Действием на сухие нитраты концентрированной серной кислотой можно получить азотную кислоту.

    Строение атома и свойства фосфора

    Фосфор был получен и назван алхимиком Брандом*, который пытался найти философский камень.

    * БРАНД Хённинг (ок. 1630–после 1710) — немецкий алхимик без специального образования, профессиональный военный.

    Этот камень, по убеждению алхимиков, мог превращать металлы в золото, обладал магическими свойствами. В 1669 году Бранд из остатков прозаической мочи выделил вещество, которое светилось в темноте. Безусловно, такими свойствами мог обладать только философский камень! Увы, никакими чудодейственными свойствами это вещество не обладало, но способность свечения в темноте подарило веществу и химическому элементу имя: его назвали фосфор, что означает «несущий свет».

    Задание 14.11. Составьте электронную схему строения атома фосфора, укажите распределение валентных электронов, возможные степени окисления.

    Распределение валентных электронов атома фосфора:

    Поэтому фосфор проявляет в соединениях степени окисления –3, +3 и +5.

    Задание 14.12. Составьте формулы водородных соединений, оксидов и гидроксидов фосфора, которые соответствуют этим степеням окисления.

    Ниже мы рассмотрим свойства этих соединений, но вначале следует описать свойства простого вещества.

    Как и для углерода, для фосфора характерно несколько аллотропных модификаций. В природе они не встречаются ввиду высокой активности этого неметалла. Почему, собственно, светился фосфор, полученный алхимиком? Потому что это был белый фосфор. Он имеет состав Р4. Это неполярное вещество, легко испаряется (возгоняется), причём пары белого фосфора окисляются на воздухе. При этом энергия химической реакции переходит в световую:

    Появляется свечение.

    Полученный оксид проявляет ярко выраженный кислотные свойства, так как фосфор — активный неметалл, а степень окисления атома фосфора — высшая. Поэтому при попадании на кожу белого фосфора появляются глубокие, плохо заживающие ожоги. Кроме того, белый фосфор, его пары — токсичное вещество. Белый фосфор — желтоватое мягкое вещество, растворимое в неполярных растворителях.

    В противоположность ему — красный фосфор достаточно инертное вещество, безвредное для человека, но при условии, что оно — абсолютно чистое. Примеси белого фосфора, которые довольно часто встречаются, делают его ядовитым. В чём причина такого разительного изменения свойств? В том, что красный фосфор и другие аллотропные модификации фосфора — являются неорганическими полимерами. И чем выше степень полимеризации, тем инертнее вещество, тем темнее цвет. В настоящее время кроме чёрного фосфора описаны свойства жёлтого, алого, фиолетового, коричневого и даже стеклообразного.

    Чаще всего встречаются и используются белый, красный и чёрный фосфор. Рассмотрим свойства красного фосфора.

    Красный фосфор — это красно-бурый аморфный порошок практически нерастворимый в воде и неполярных растворителях, поскольку это полимер. Степень полимеризации установить невозможно, поэтому химическая формула Р. В зависимости от того, происходит ли горение в избытке или недостатке кислорода, образуются разные оксиды:

    Кроме того, фосфор реагирует с активными металлами и неметаллами:

    Задание 14.13. Составить уравнение реакции фосфора с кальцием. Назвать полученное вещество.

    Фосфиды, как и нитриды, силициды, разлагаются водой и кислотами. В результате образуется фосфин — ядовитый газ с неприятным чесночным запахом. Он способен самовоспламеняться на воздухе:

    Именно огоньки-вспышки этого газа пугают прохожих на кладбищах, поскольку фосфин образуется при гниении белковых тел. А это означает, что фосфор, как и азот, — биогенный элемент. Биологические свойства соединений фосфора будут рассмотрены ниже.

    Вышеперечисленные реакции подтверждают ранее установленное правило: атомы с промежуточной степенью окисления проявляют свойства и окислителя, и восстановителя. Восстановительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии с бертолетовой солью KClO3:

    Эта реакция начинается при лёгком нагревании, трении, а иногда и без причин. В результате может произойти сильная вспышка. Мы её наблюдаем всякий раз, как только чиркаем спичкой о спичечный коробок. В состав спичечной головки входит бертолетова соль KClO3 и сера, а в состав намазки — красный фосфор и толчёное стекло.

    Свойства и значение соединений фосфора

    Как уже было показано выше, фосфор образует два вида оксидов Р2О3 и Р2О5. Это кислотные оксиды, образующие с водой фосфористую кислоту Н3РО3 и несколько фосфорных кислот. Состав фосфорных кислот отражает формула х Р2О5 · у Н2О:

    Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

    Или в суммарном виде:

    Ортофосфорная кислота диссоциирует в три стадии:

    Поэтому она образует три вида солей: КН2РО4 — дигидрофосфат, К2НРО4 — гидрофосфат, К3РО4 — фосфат. Эти соли, их растворы имеют разные свойства. Так, если большинство фосфатов нерастворимы в воде, кислые фосфаты имеют бОльшую растворимость.

    Поскольку фосфор химически активен, в природе встречаются только нерастворимые соединения фосфора, в основном фосфаты. Они составляют основу таких минералов как апатиты и фосфориты. Основу фосфоритов составляет фосфат кальция, а в состав апатитов кроме него входят хлориды и фториды кальция.

    Аналогичный состав имеют наши кости (фосфориты) и зубы (фторапатиты). В теле взрослого человека до 1,5 кг этого химического элемента. Таким образом, фосфор — биогенный элемент. Атомы фосфора входят в состав ДНК и РНК (нуклеиновых кислот), которые хранят и воспроизводят генетическую информацию. Кроме того, атомы фосфора входят в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), при гидролизе которой выделяется аккумулированная в этой молекуле энергия.

    Фосфор в чистом виде получают при нагревании измельчённых фосфоритов с песком и коксом:

    Полученный фосфор используется при изготовлении спичек и пиротехнических составов, ядохимикатов, СМС (синтетических моющих средств) и многого другого.

    Выводы

    Азот — это элемент жизни, поскольку он входит в состав любого живого организма в виде белков, нуклеиновых кислот. С другой стороны, газ азот обладает инертными свойствами, с трудом вступает в химические реакции, составляет основу атмосферы Земли. Фосфор совместно с азотом входит в состав ДНК, РНК, АТФ. Многочисленные соединения фосфора незаменимы в быту.

    himi4ka.ru

    Задания 32. Характерные химические свойства неорганических веществ

    Установите соответствие между названием оксидов и перечнем веществ, с которыми они могут взаимодействовать.

    Ответ: А-3; Б-4; В-5; Г-1

    Пояснение:

    А) Кремний в свободном виде можно получить обжигом диоксида кремния с коксом:

    SiO2 plus 2C ravno Si plus 2CO

    При кипячении аморфного диоксида кремния в концентрированном растворе щелочи образуется ортосиликат:

    SiO2 + 4KOH(конц.) → K4SiO4 + 2h3O

    При сплавлении щелочи с диоксидом кремния образуется метасиликат:

    При сплавлении с карбонатами диоксид кремния вытесняет углекислый газ из солей:

    SiO2 plus CaCO3 ravno CaSiO3 plus CO2

    Б) При растворении диоксида азота в разбавленном растворе щелочи N+4 диспропорционирует с образованием двух солей – нитрата (N+5) и нитрита (N+3) натрия:

    2NaOH + 2NO2 → NaNO3 + NaNO2 + h3O

    При растворении диоксида азота в воде N+4 также диспропорционирует с образованием кислот – азотной (N+5) и азотистой (N+3):

    h3O + 2NO2 → HNO3 + HNO2

    Поскольку образующаяся азотистая кислота неустойчива, при растворении диоксида азота в теплой воде помимо образования азотной кислоты выделяется NO:

    h3O + 3NO2 → 2HNO3 + NO↑

    Также и при пропускании диоксида азота над оксидом щелочного или щелочноземельного металла N+4 диспропорционирует с образованием двух солей – нитрата (N+5) и нитрита (N+3):

    2CaO + 4NO2 → Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2

    В) Оксид бария является оксидом щелочноземельного металла, взаимодействует с водой с образованием щелочи, а также с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

    BaO + h3O → Ba(OH)2

    BaO + SO3 → BaSO4

    В зависимости от избытка или недостатка реагентов образуются кислые или средние соли ортофосфорной кислоты:

    BaO + 2h4PO4 → Ba(h3PO4)2 + h3O

    BaO + h4PO4 → BaHPO4 + h3O

    3BaO + 2h4PO4 → Ba3(PO4)2 + 3h3O

    Г) В ряду активностей металлов алюминий расположен левее железа, поэтому способен вытеснить его из оксида. Реакция протекает после поджига высокотемпературным пламенем, например, горящей магниевой ленты:

    2Al + Fe2O3 →  2Fe + Al2O3

    Оксид железа (III) является амфотерным оксидом (Fe+3), поэтому взаимодействует с кислотами и щелочами. При взаимодействии Fe2O3 с азотной кислотой образуется нитрат железа (III):

    Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3h3O

    Кроме того, при действии восстановителей (CO, h3, Nh4) Fe2O3 восстанавливается:

    Fe2O3 plus 3CO ravno 2Fe plus 3CO2

    scienceforyou.ru