Фосфор. Характеристика и соединения
От светящегося в темноте порошка до биохимической основы жизни
Вызов для любознательных!
В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!
Важно для ЕГЭ
Фосфор (P) – элемент VА группы. На внешнем уровне имеет конфигурацию 3s² 3p³. Как и у серы, у фосфора есть свободная 3d-орбиталь, поэтому он может распаривать электроны и проявлять валентность V. Характерные степени окисления: -3, 0, +3, +5 (иногда +1 в гипофосфитах).
1. Общая характеристика и строение
В основном состоянии атом фосфора содержит 3 неспаренных электрона и одну неподеленную пару, благодаря чему он может образовывать 3 связи. Однако из-за наличия вакантной 3d-орбитали атом переходит в возбужденное состояние (распаривая 3s-электроны). Таким образом, валентность фосфора может быть III и V (в отличие от азота, где валентность V невозможна).
Нахождение в природе: В свободном виде фосфор в природе из-за высокой активности не встречается. Только в виде соединений: апатиты, фосфориты (основа — Ca₃(PO₄)₂). Также фосфор — важнейший элемент живых клеток (ДНК, фосфолипиды, кости).
Вопрос 1: Исключительность фосфора по сравнению с азотом
ПроверкаКакую максимальную валентность может проявлять фосфор? Почему он способен ее проявлять, в отличие от азота?
Ответ: Фосфор имеет валентность V. У него, в отличие от азота, на внешнем 3-м слое есть пустой 3d-подуровень, куда при возбуждении "перепрыгивает" один s-электрон.
2. Аллотропные модификации
Для фосфора известно несколько аллотропных модификаций, резко отличающихся друг от друга.
Вопрос 1: Аллотропные модификации
ПроверкаКакая аллотропная модификация фосфора является самой химически активной, светится в темноте и хранится под водой?
Ответ: Белый фосфор ($P_4$). Он самовоспламеняется на воздухе и крайне ядовит.
3. Получение фосфора
В промышленности фосфор получают из природных фосфатов (обычно Ca₃(PO₄)₂), прокаливая их с коксом (С) и песком (SiO₂) в электрической печи.
| Метод получения | Уравнение реакции |
|---|---|
| Восстановление из фосфатов Промышленный процесс |
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C t°→ 3CaSiO₃ + 5CO + 2P Полученный пар конденсируется в белый фосфор.  |
| Из метафосфорной кислоты | 4HPO₃ + 10C t°→ P₄ + 2H₂O + 10CO |
Вопрос 1: Получение фосфора
ПроверкаВ промышленности фосфор получают нагреванием фосфата кальция с песком (оксидом кремния) и коксом. Напишите уравнение реакции.
Ответ: $Ca_3(PO_4)_2 + 5C + 3SiO_2 \xrightarrow{t^\circ} 3CaSiO_3 + 2P\uparrow + 5CO\uparrow$
4. Химические свойства фосфора
Обратите внимание:
Фосфор напрямую НЕ реагирует с водородом! Фосфин (PH₃) получают косвенным путем из фосфидов или диспропорционированием фосфора в щелочи.
| Реагенты | Свойства и уравнения реакций |
|---|---|
| С кислородом Фосфор - восстановитель |
Фосфор горит выделяя огромное количество тепла и густой белый дым (состоящий из мелких твердых частиц оксида). Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе за счет медленного окисления, красный требует поджигания. При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III), а при избытке (или на открытом воздухе) — оксид фосфора (V):
4P + 3O₂ (нед) t°→ 2P₂O₃4P + 5O₂ (изб) t°→ 2P₂O₅ |
| С галогенами и серой |
С фтором, хлором, бромом:
2P + 3Cl₂ (нед) → 2PCl₃2P + 5Cl₂ (изб) → 2PCl₅ С серой:
2P + 3S t°→ P₂S₃2P + 5S t°→ P₂S₅  |
| С металлами Фосфор - окислитель (-3) |
С активными металлами образует фосфиды:
2P + 3Ca t°→ Ca₃P₂P + 3Na t°→ Na₃P  |
| Диспропорционирование В щелочах |
При растворении в горячей щелочи фосфор самовостанавливается до PH₃ и самоокисляется до гипофосфита (+1):
4P + 3KOH + 3H₂O t°→ 3KH₂PO₂ + PH₃↑
 |
| С сильными окислителями HNO₃, H₂SO₄, KClO₃ |
Сильные кислоты-окислители (концентрированные азотная и серная, а также разбавленная азотная) переводят фосфор в высшую степень окисления (+5), образуя ортофосфорную кислоту. Обратите внимание на выделяющиеся газы: бурый NO₂ для концентрированной HNO₃ и бесцветный NO для разбавленной:
P + 5HNO₃(к) t°→ H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O3P + 5HNO₃(р) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑ 2P + 5H₂SO₄(к) t°→ 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O Твердые окислители, такие как бертолетова соль (KClO₃), реагируют со взрывом при трении. Эта реакция лежит в основе зажигания спичек (красный фосфор находится на терке коробка):
6P + 5KClO₃ t°→ 3P₂O₅ + 5KClТакже фосфор может служить восстановителем для оксидов слабых металлов (серебра, меди):
2P + 5Ag₂O t°→ P₂O₅ + 10Ag
|
Вопрос 1: Химические свойства фосфора (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения химических реакций:
- $P + Cl_2(изб) \rightarrow \dots$
- $P + O_2(недост) \rightarrow \dots$
- $P + O_2(изб) \rightarrow \dots$
- $P + Ca \xrightarrow{t^\circ} \dots$
- $P + HNO_3(конц.) + H_2O \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
Ответ:
- $2P + 5Cl_2(изб) \rightarrow 2PCl_5$
- $4P + 3O_2(недост) \rightarrow 2P_2O_3$
- $4P + 5O_2(изб) \rightarrow 2P_2O_5$
- $2P + 3Ca \xrightarrow{t^\circ} Ca_3P_2$ (фосфид кальция)
- $3P + 5HNO_3(конц.) + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO\uparrow$ (фосфор окисляется кислотами-окислителями до ортофосфорной кислоты)
5. Фосфин (PH₃) и фосфиды
Фосфин (PH₃) — сильнейший восстановитель!
Бесцветный ядовитый газ с запахом тухлой рыбы. В отличие от аммиака (NH₃), не образует водородных связей, поэтому плохо растворим в воде. Основные свойства выражены гораздо слабее, чем у аммиака (реагирует только с сильными безводными кислотами). На воздухе самовоспламеняется.
Получение и свойства
| Процесс | Уравнение реакции |
|---|---|
| Получение из фосфидов Гидролиз (водный или кислотный) |
Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2PH₃↑ Mg₃P₂ + 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑  |
| Горение фосфина | 2PH₃ + 4O₂ → P₂O₅ + 3H₂O |
| Основные свойства (слабые) |
PH₃ + HI → PH₄I (иодид фосфония, крайне нестабилен в воде)
 |
| Окисление сильными кислотами |
Фосфин — прекрасный восстановитель. Кислоты-окислители жестко окисляют его с выделением тепла вплоть до фосфорной кислоты (+5):
PH₃ + 8HNO₃(к) → H₃PO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂OPH₃ + 3H₂SO₄(к) → H₃PO₄ + 3SO₂↑ + 3H₂O  |
| С галогенидами фосфора Сопропорционирование |
Интересная реакция сопропорционирования: фосфор из степеней окисления (-3) и (+3) сходится в простое вещество (0):
2PH₃ + 2PCl₃ t°→ 4P + 6HCl
 |
Вопрос 1: Фосфин (ОВР и свойства)
ПроверкаФосфин ($PH_3$) — газ с запахом тухлой рыбы, аналог аммиака. Напишите реакции его горения, а также получения из фосфида кальция:
- $PH_3 + O_2 \rightarrow \dots + \dots$
- $Ca_3P_2 + HCl \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
Ответ:
- $2PH_3 + 4O_2 \rightarrow P_2O_5 + 3H_2O$ (или $2PH_3 + 4O_2 \rightarrow 2H_3PO_4$)
- $Ca_3P_2 + 6HCl \rightarrow 3CaCl_2 + 2PH_3\uparrow$ (гидролиз бинарных соединений)
6. Оксиды фосфора: P₂O₃ и P₂O₅
Свойства оксидов
| Оксид | Свойства и Уравнения |
|---|---|
| Оксид фосфора (III) - P₂O₃ Кислотный оксид, восстановитель |
Реагирует с водой и щелочами:
P₂O₃ + 3H₂O → 2H₃PO₃P₂O₃ + 4KOH → 2K₂HPO₃ + H₂O Диспропорционирует в горячей воде:
2P₂O₃ + 6H₂O(гор) → PH₃↑ + 3H₃PO₄Окисляется до P₂O₅:
P₂O₃ + O₂ → P₂O₅
 |
| Оксид фосфора (V) - P₂O₅ Мощный водоотнимающий агент |
Реакция с водой протекает бурно, с сильным разогревом и шипением. В холодной воде гидролиз идет не до конца, давая полимерную метафосфорную кислоту (HPO₃). Лишь при нагревании образуется привычная ортофосфорная кислота:
P₂O₅ + H₂O(хол) → 2HPO₃P₂O₅ + 3H₂O(гор) → 2H₃PO₄ P₂O₅ + 3BaO t°→ Ba₃(PO₄)₂ P₂O₅ является одним из самых мощных водоотнимающих средств в химии. Он способен разрушать даже сильные неорганические и карбоновые кислоты, "высасывая" из них воду и превращая их в соответствующие ангидриды:
P₂O₅ + 2HNO₃ → 2HPO₃ + N₂O₅P₂O₅ + H₂SO₄ → SO₃ + 2HPO₃ P₂O₅ + 2CH₃COOH → 2HPO₃ + (CH₃CO)₂O  |
Вопрос 1: Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой (Уравнения)
ПроверкаЧто образуется при растворении $P_2O_5$ в холодной воде? А при кипячении этого раствора?
Ответ:
- В холодной: $P_2O_5 + H_2O \rightarrow 2HPO_3$ (метафосфорная кислота)
- При кипячении: $P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4$ (ортофосфорная кислота)
7. Фосфорные кислоты: H₃PO₄ и H₃PO₃
Внимание: Осно́вность кислот фосфора!
Несмотря на то, что у фосфористой кислоты (H₃PO₃) три атома водорода, она является двухосновной! Один атом водорода соединен напрямую с атомом фосфора (связь P-H), и он не отщепляется в виде иона H⁺. Поэтому она образует фосфиты (Na₂HPO₃ — это средняя соль, а не кислая).
| Кислота | Химические свойства |
|---|---|
| Ортофосфорная (H₃PO₄) Кислота средней силы, нелетучая, трехосновная |
Реагирует с металлами до H (выделяет H₂):
2H₃PO₄ + 3Mg → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂↑С аммиаком и щелочами (дает соли от кислых до средних):
H₃PO₄ + NH₃ → NH₄H₂PO₄H₃PO₄ + 3KOH → K₃PO₄ + 3H₂O H₃PO₄ является нелетучей кислотой средней силы. При кипячении она способна вытеснять более слабые летучие кислоты (углекислый газ) из их растворов:
H₃PO₄ + 3NaHCO₃ → Na₃PO₄ + 3CO₂↑ + 3H₂OКачественной реакцией на фосфат-ион является образование ярко-желтого осадка фосфата серебра, который легко растворяется в избытке сильных кислот. А при прокаливании самой кислоты она постепенно теряет воду, уплотняясь в дифосфорную (пирофосфорную):
H₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3HNO₃2H₃PO₄ 200°C→ H₄P₂O₇ + H₂O  |
| Фосфористая (H₃PO₃) Двухосновная! Восстановитель |
Реакция нейтрализации (образуется вода и фосфит):
H₃PO₃ + 2NaOH → Na₂HPO₃ + 2H₂OРазложение при нагревании (диспропорционирует):
4H₃PO₃ t°→ 3H₃PO₄ + PH₃↑Прекрасный восстановитель (даже для слабых окислителей):
5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂OH₃PO₃ + HgCl₂ + H₂O → H₃PO₄ + Hg↓ + 2HCl  |
Вопрос 1: Особенности кислот фосфора
ПроверкаПочему фосфористая кислота ($H_3PO_3$) является двухосновной (хотя содержит 3 атома водорода), а фосфорноватистая ($H_3PO_2$) — одноосновной?
Ответ: В структуре $H_3PO_3$ только два атома водорода связаны с кислородом (они способны отщепляться), а один атом $H$ связан непосредственно с атомом фосфора. У $H_3PO_2$ только один $H$ связан через кислород.
8. Соли фосфорной кислоты (Фосфаты)
Ортофосфорная кислота образует три ряда солей: фосфаты (Ca₃(PO₄)₂), гидрофосфаты (CaHPO₄) и дигидрофосфаты (Ca(H₂PO₄)₂). Нерастворимые фосфаты растворяются в сильных кислотах, а также в самой фосфорной кислоте.
| Свойство | Уравнения реакций |
|---|---|
| Растворение фосфатов |
Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂ Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄  |
| Восстановление при сплавлении |
Ca₃(PO₄)₂ + 8C t°→ Ca₃P₂ + 8CO 3Ca₃(PO₄)₂ + 16Al t°→ 3Ca₃P₂ + 8Al₂O₃  |
| Взаимодействие кислых солей со щелочами |
Кислые соли нейтрализуются щелочами до средних солей (ступенчато, в зависимости от мольного соотношения). При добавлении избытка самой кислоты гидрофосфаты и фосфаты переходят обратно в дигидрофосфаты:
K₂HPO₄ + KOH → K₃PO₄ + H₂ONaH₂PO₄ + 2NaOH → Na₃PO₄ + 2H₂O K₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2KH₂PO₄  |
Вопрос 1: Взаимные переходы фосфатов (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения реакций перевода средних солей в кислые и наоборот:
- $Ca_3(PO_4)_2 + H_3PO_4 \rightarrow \dots$ (образование суперфосфата)
- $NaH_2PO_4 + NaOH \rightarrow \dots + \dots$
- $AgNO_3 + Na_3PO_4 \rightarrow \dots\downarrow + \dots$ (качественная реакция)
Ответ:
- $Ca_3(PO_4)_2 + 4H_3PO_4 \rightarrow 3Ca(H_2PO_4)_2$ (дигидрофосфат кальция — растворимое удобрение двойной суперфосфат)
- $NaH_2PO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_3PO_4 + 2H_2O$
- $3AgNO_3 + Na_3PO_4 \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow + 3NaNO_3$ (желтый осадок фосфата серебра)
9. Видео эксперименты
Рекомендуем посмотреть опыты с фосфором на канале Thoisoi:
Олимпиадная задача (Фосфор)
Химически активный неметалл X (в виде аллотропной модификации белого или красного цвета) горит в кислороде густым белым дымом B (реакция 1). Массовая доля образующего элемента в B составляет $43,66\%$. При растворении B в горячей воде образуется важнейшая трехосновная кислота C (реакция 2). При добавлении к ней избытка гидроксида кальция выпадает осадок фосфорита D (массовая доля элемента $20,00\%$) (реакция 6), а при недостатке щелочи — растворимый двойной суперфосфат E (реакция 7). Из осадка D в промышленности получают сам неметалл X прокаливанием с песком и углем в электропечи (реакция 8).
Неметалл X активно реагирует с хлором: при недостатке образуется жидкость F (реакция 9), а при избытке хлора — твердый белый G (реакция 10). Жидкость F можно дохлорировать до G (реакция 11). Галогениды фосфора легко гидролизуются: F дает двухосновную кислоту H (реакция 12), а G — трехосновную кислоту C (реакция 13).
При сплавлении X с кальцием образуется бинарное соединение J (реакция 3), которое под действием воды разлагается с выделением ядовитого чесночного газа A с массовой долей элемента $91,18\%$ (реакция 4). Этот газ самовоспламеняется на воздухе, превращаясь обратно в дым B (реакция 5).
Качественной реакцией на соли кислоты C (фосфаты) является желтый осадок I с нитратом серебра (реакция 14).
Схема превращений (11 веществ):
Показать решение и уравнения реакций
ОтветШаг 1: Расшифровка веществ.
Дым B с $\omega(P) = 43,66\%$ — это $P_2O_5$. $M = 31\cdot 2 + 16\cdot 5 = 142$. $\omega(P) = 62/142 \approx 0.4366$.
Фосфорит D с $\omega(P) = 20,00\%$ — это $Ca_3(PO_4)_2$. $M = 40\cdot 3 + 2\cdot 95 = 310$. $\omega(P) = 62/310 = 0.20$.
Газ A с $\omega(P) = 91,18\%$ — это $PH_3$. $M = 31 + 3 = 34$. $\omega(P) = 31/34 \approx 0.9118$.
Следовательно, X — Фосфор ($P$).
Вещества: X = $P$, A = $PH_3$, B = $P_2O_5$, C = $H_3PO_4$, D = $Ca_3(PO_4)_2$, E = $Ca(H_2PO_4)_2$, F = $PCl_3$, G = $PCl_5$, H = $H_3PO_3$, I = $Ag_3PO_4$, J = $Ca_3P_2$.
Реакции (14 уравнений):
1. $4P + 5O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2P_2O_5$
2. $P_2O_5 + 3H_2O \xrightarrow{t^\circ} 2H_3PO_4$
3. $2P + 3Ca \xrightarrow{t^\circ} Ca_3P_2$
4. $Ca_3P_2 + 6H_2O \rightarrow 3Ca(OH)_2 + 2PH_3\uparrow$
5. $2PH_3 + 4O_2 \xrightarrow{t^\circ} P_2O_5 + 3H_2O$
6. $2H_3PO_4 + 3Ca(OH)_2(изб) \rightarrow Ca_3(PO_4)_2\downarrow + 6H_2O$
7. $2H_3PO_4 + Ca(OH)_2(нед) \rightarrow Ca(H_2PO_4)_2 + 2H_2O$
8. $Ca_3(PO_4)_2 + 3SiO_2 + 5C \xrightarrow{t^\circ} 3CaSiO_3 + 2P + 5CO\uparrow$
9. $2P + 3Cl_2(нед) \rightarrow 2PCl_3$
10. $2P + 5Cl_2(изб) \rightarrow 2PCl_5$
11. $PCl_3 + Cl_2 \rightarrow PCl_5$
12. $PCl_3 + 3H_2O \rightarrow H_3PO_3 + 3HCl$
13. $PCl_5 + 4H_2O(изб) \rightarrow H_3PO_4 + 5HCl$
14. $H_3PO_4 + 3AgNO_3 \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow + 3HNO_3$