Фосфор. Характеристика и соединения

От светящегося в темноте порошка до биохимической основы жизни

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).

2. Аллотропные модификации

Для фосфора известно несколько аллотропных модификаций, резко отличающихся друг от друга.

Белый фосфор (P₄)

Смотреть видео

Свернуть видео

Самая активная форма

Мягкое, как воск, бесцветное, ядовитое вещество с чесночным запахом. Молекулярная кристаллическая решетка. Самовоспламеняется на воздухе и светится в темноте (хемилюминесценция). Хранят под слоем воды.

Красный фосфор (P_n)

Используется в спичках

Полимер с атомной кристаллической решеткой. Твердый порошок красно-бурого цвета, не ядовитый, без запаха. В темноте не светится. Наносится на терки спичечных коробков (смешан с толченым стеклом). Горит только при нагреве.

Черный фосфор (P_n)

Смотреть видео

Свернуть видео

Наиболее стабильная форма

Термодинамически самая устойчивая и химически наименее активная модификация. Имеет слоистую структуру, напоминающую графит. Обладает металлическим блеском, жирный на ощупь и проводит электрический ток (полупроводник).

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

4. Химические свойства фосфора

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°→ 2P₂O₃ 4P + 5O₂ (изб) t°→ 2P₂O₅ Смотреть видео Свернуть видео
С галогенами и серой	С фтором, хлором, бромом: 2P + 3Cl₂ (нед) → 2PCl₃ 2P + 5Cl₂ (изб) → 2PCl₅ С серой: 2P + 3S t°→ P₂S₃ 2P + 5S t°→ P₂S₅
С металлами Фосфор - окислитель (-3)	С активными металлами образует фосфиды: 2P + 3Ca t°→ Ca₃P₂ P + 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↑ + H₂O 3P + 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 + 5KCl Смотреть видео Свернуть видео Также фосфор может служить восстановителем для оксидов слабых металлов (серебра, меди): 2P + 5Ag₂O t°→ P₂O₅ + 10Ag

5. Фосфин (PH₃) и фосфиды

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↑ + 4H₂O PH₃ + 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

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 → 2H₃PO₃ P₂O₃ + 4KOH → 2K₂HPO₃ + H₂O Диспропорционирует в горячей воде: 2P₂O₃ + 6H₂O(гор) → PH₃↑ + 3H₃PO₄ Окисляется 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) → 2HPO₃ P₂O₅ + 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 + N₂O₅ P₂O₅ + H₂SO₄ → SO₃ + 2HPO₃ P₂O₅ + 2CH₃COOH → 2HPO₃ + (CH₃CO)₂O

7. Фосфорные кислоты: H₃PO₄ и H₃PO₃

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 → NH₄H₂PO₄ H₃PO₄ + 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↑ + 3H₂O Качественной 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↓ + 3HNO₃ 2H₃PO₄ 200°C→ H₄P₂O₇ + H₂O
Фосфористая (H₃PO₃) Двухосновная! Восстановитель	Реакция нейтрализации (образуется вода и фосфит): H₃PO₃ + 2NaOH → Na₂HPO₃ + 2H₂O Разложение при нагревании (диспропорционирует): 4H₃PO₃ t°→ 3H₃PO₄ + PH₃↑ Прекрасный восстановитель (даже для слабых окислителей): 5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O H₃PO₃ + HgCl₂ + H₂O → H₃PO₄ + Hg↓ + 2HCl

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 + H₂O NaH₂PO₄ + 2NaOH → Na₃PO₄ + 2H₂O K₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2KH₂PO₄

9. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с фосфором на канале Thoisoi:

• Фосфор — Элемент, Поджигающий Все Вокруг! (Thoisoi)