Что такое фосфин

Примеры употребления слова фосфин в литературе.

Ближайший источник камня, содержащего фосфин, был указан на картах, и Давид отправил туда рабочую группу синих и зеленых всадников, которые должны были начать заготовку огненного камня.

Теперь им были ведомы все уловки врага, они научились оценивать особенности атак, узнали, как сберегать силы всадников и зверей, как предохраняться от паров фосфина и ударов Нитей.

Огненные струи фосфина, извергаемые драконами, образовывали в воздухе непрерывно меняющийся световой узор.

Всадники обнаружили залежи фосфина на плато где-то между рекой Малай и Садридом.

Пока дракон пристраивал свое громоздкое тело на столь неподходящей посадочной площадке, его широкие крылья гнали вдоль двора пахнущий фосфином воздух.

Потом отстирывал провонявшие фосфином штаны и рубашку и сушил их на солнце, развесив по кустам.

Когда Джексом вошел к себе, направляясь переменить провонявший фосфином летный костюм, ему попался на глаза набросок бухты, все еще разложенный на рабочем столе.

Джексом сунул Руту в пасть его порцию и, как всегда испытывая внутренний трепет, стал слушать, как мощные зубы дракона дробят насыщенный фосфином камень.

Степень окисления в PH3

Общие сведения о фосфине и степени окисления в PH3

Брутто-формула – PH3 (строение молекулы показано нарис. 1). Молярная масса фосфина равна 34,00 г/моль.

Рис.

Значение слова фосфин

1. Строение молекулы фосфина с указанием валентного угла и длины химической связи.

При низких температурах образует твердый кларат 8PH3×46H2O. Плотность – 1,5294 г/л. Температура кипения – (-87,42oC), плавления – (-133,8oC).

В ОВР является сильным восстановителем, окисляется концентрированной серной и азотной кислотами, йодом, кислородом, пероксидом водорода, гипохлоритом натрия. Донорные свойства выражены значительно слабее, чем у аммиака.

PH3, степени окисления элементов в нем

Чтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав фосфина, сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна.

Фосфин – это тривиальное название гидрида фосфора, а, как известно, степень окисления водорода в гидридах равна (+1). Для нахождения степени окисления фосфора примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:

x + 3×(+1) = 0;

x + 3 = 0;

x = -3.

Значит степень окисления фосфора в фосфине равна (-3):

P-3H+13.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ

Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.

Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H – H (связь между двумя атомами водорода);

H3N – Н+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);

(К+) – (I-) (связь между катионом калия и иодид-ионом).

Химическая связь образуется парой электронов (•), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:

Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

В молекуле F2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотность одинакова и в электронной формуле молекулы может быть условно разделена между ними поровну:

В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная, так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:

Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:

H · + · H > H – H

или

H • • H

Такой механизм образования связи называется обменным или равноценным.

По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н+:

H+ + (:H)- > H – H

или

H • • H

Катион Н+ в этом случае называют акцептором, а анион Н – донором электронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным, или координационным.

Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями, они определяют геометрическую форму молекул.

Двойные и тройные связи () содержат одну ?-составляющую и одну или две ?-составляющие; ?-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее ?-составляющих.

Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.

Энергия химической связи (Есв) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее, чем кратная (двойная, тройная).

Длина химической связи (lсв) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее, чем кратная.

Полярность связи измеряется электрическим дипольным моментом р – произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е.

Фосфор. Фосфин

длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H+I—Cl-I реальные заряды равны Н+0’17—Сl-0’17 (двухполюсная частица, или диполь).

Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.

Например, молекулы СО2, BF3 и СН4 имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:

При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.

Полярными (р > O) будут:

а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH3, Н2О, HNО3 и HCN.

Сложные ионы, например NH4+, SO42- и NO3-, не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.

Ионная связь возникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К+ и I-. У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельным случаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) и веществ класса солей (NaNО3, K2SО4, СаСО3). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы (кристаллы, построенные из катионов и анионов).

Известен еще один вид связи, называемой металлической связью, в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.

Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку. Совокупность обобществленных валентных электронов (электронный газ) удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.

Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомные и молекулярные кристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I2 и диоксид углерода СO2 (сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.

Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н2O и смеси H2O + NH3:

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н2O и NH3, но их нет в HCl, H2S и РН3.

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями

(например, HF и Н2O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H2S соответственно).

Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Примеры заданий части А

1. Вещества только с ковалентными связями – это

1) SiH4, Сl2O, СаВr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. Ковалентная связь

2. одинарная

3. двойная

4. тройная

присутствует в веществе

1) КСl

2) N2

3) S2

4) H2S

5. Кратные связи имеются в молекулах

1) HCOOH

2) ССl4

3) С3Н8

4) С3Н4

6. Частицы, называемые радикалами, – это

1) SO2

2) СlO2

3) С2Н6

4) С2Н5

7. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в наборе ионов

1) SO42-, NH4+

2) H3O+, NH4+

3) PO43-, NO3-

4) PH4+, SO32-

8. Наиболее прочная и короткая связь – в молекуле

1) Н2O

2) H2S

3) HF

4) PH3

9. Вещества только с ионными связями – в наборе

1) HCl, КСl

2) NH4Cl, SiCl4

3) NaF, CsCl

4) Nal, P2O5

10–13. Кристаллическая решетка вещества

10. Si

11. H2SO4

12. Cr

13. Ва(ОН)2

1) металлическая

2) ионная

3) атомная

4) молекулярная

Соединения фосфора.

Р-3 . Фосфиды металлов являются ионно-ковалентными соединениями. Фосфиды s-металлов (кроме Be) и лантаноидов — ионные солеобразные соединения, они легко гидролизуются водой и кислотами: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3↑ Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3↑. Фосфиды d-элементов – металлоподобные химически инертные соединения. Исключение составляют фосфиды металлов I и II групп, побочных подгрупп, которые также являются солеобразными, но с большой примесью ковалентности. Фосфор не дает устойчивых соединений с сурьмой, висмутом, свинцом и ртутью.

Соединение фосфора с водородом называют фосфидом водорода, хотя электроотрицательности этих элементов практически равны. Соединение имеет формулу РН3, называется фосфин. Это чрезвычайно ядовитый газ с неприятным чесночным запахом, tкип=-88°С. Водородные связи между молекулами фосфина в жидкости и между молекулами воды и фосфина при растворении отсутствуют, поэтому температура кипения невелика и в воде фосфин практически не растворяется. Молекула представляет собой пирамиду с атомом фосфора в вершине и углом 93,5° между связями Р-Н, что указывает на отсутствие гибридизации атомных орбиталей фосфора при образовании этого соединения. Связи образованы почти чистыми р-орбиталями. Неподеленная электронная пара фосфора остается на 3s-орбитали, поэтому фосфин является слабым основанием и слабым комплексообразователем вообще. Катион фосфония образуется только с самыми сильными кислотами в безводной среде (HJ, HClO4,HBF4), например PH3 + HJ = PH4J. Вода легко разлагает соли фосфония. Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства: PH3 + 2O2 = H3PO4 (при 150°С эта реакция происходит со взрывом), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O = H2(PHO3) + 6HJ. Синтез фосфина из простых веществ не осуществить, так как связь Р-Н недостаточно прочная из-за своей длины и из-за незначительного вклада электростатической составляющей. Поэтому фосфин получают гидролизом фосфидов металлов или растворением фосфора в щелочи (реакции приведены выше).

Основными соединениями фосфора в его положительных степенях окисления являются оксиды, кислородсодержащие кислоты и галогениды. Целесообразно рассмотреть их по отдельности.

Оксиды фосфора– Р4О6 и Р4О10 – кислотные оксиды, имеют молекулярное строение, являются твердыми веществами (tпл(Р4О6)=23,8°С, молекулярная модификация Р4О10 возгоняется при 3590С, а полимерная модификация плавится при 580°С), оба растворяются в воде, давая гидроксиды, являющиеся кислотами, фосфористой и ортофосфорной, соответственно. Оксид фосфора (V) очень гигроскопичен, поглощает влагу из воздуха, поэтому используется в качестве осушителя, а также в качестве водоотнимающего средства: Р2О5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, при этом образуется метафосфорная кислота или полифосфорные кислоты – (HPO3)3-4. Оксид фосфора (III), в котором фосфор находится в промежуточной степени окисления, способен к реакциям дальнейшего окисления и к реакциям диспропорционирования, например: P4O6 + 2O2 = P4O10 P4O6 + 6H2O (гор) = 3H3PO4 + PH3↑, при 210°С в атмосфере Н2 происходит реакция 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. Оксид фосфора (V) окислительными свойствами не обладает, а сам может быть получен при окислении фосфора в безводных условиях, например, при термическом разложении некоторых солей: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Кислородные кислоты фосфора.Многообразие кислородных кислот фосфора вызвано следующими причинами: 1.Валентность у фосфора может быть III или V. 2. В случае валентности V возможно образование орто и метакислот, отличающихся количеством присоединенных молекул воды. 3. Во всех гидроксидах фосфор проявляет координационное число 4, такие гидроксиды для него более устойчивы, если атомов кислорода недостаточно, то образуется связь Р-Н ( (НО)2РНО, а не Р(ОН)3 и т.д.). 4. Фосфорные кислоты склонны к образованию линейных или циклических полимеров. 5. В определенных условиях возможно образование связи Р-Р. 6. Как для всех гидроксидов при дальнейшем окислении образуются пероксокислоты. Приведем строение и свойства наиболее известных кислот фосфора.

H3PO4 – ортофосфорная кислота. Это трехосновная, средняя по диссоциации по первой ступени (Ка=7,52.10-3) и слабая по двум остальным ступеням кислота. В безводном состоянии образует прозрачные гигроскопичные кристаллы с tпл=42°С. В воде растворяется в любой концентрации. Ортофосфорная кислота получается при растворении оксида фосфора (V) в воде, при сжигании фосфина, при окислении любых форм фосфора в кислой среде, при гидролизе бинарных соединений фосфора(V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S↑. В промышленности используется метод сжигания фосфора с последующим растворением оксида, а также вытеснение ортофосфорной кислоты из фосфата кальция концентрированной серной кислотой при нагревании: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Этой кислоте соответствует три ряда солей – средние (фосфаты или ортофосфаты) и кислые (гидрофосфаты и дигидрофосфаты). Фосфаты и гидрофосфаты всех металлов, кроме натрия, калия, рубидия и цезия, нерастворимы в воде. Дигидрофосфаты растворимы. Растворимые фосфаты подвергаются сильному гидролизу по аниону, наибольшей константой гидролиза характеризуется фосфат-анион, наименьшей – дигидрофосфат. Гидролиз по аниону приводит к щелочной среде растворов солей. Кислые анионы одновременно с гидролизом участвуют в равновесии диссоциации, что приводит к кислой среде раствора, для дигидрофосфата в большей степени, для гидрофосфата в меньшей. В результате указанных процессов раствор дигидрофосфата натрия имеет слабокислую среду, раствор гидрофосфата – слабощелочную, а раствор фосфата – сильнощелочную среду. Фосфат аммония как соль, образованная слабыми кислотой и основанием, нацело разлагается водой. Ортофосфаты плавятся без разложения при очень высоких температурах. Гидрофосфаты дают при нагревании дифосфаты: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O↑. Дигидрофосфаты при нагревании превращаются в полиметафосфаты: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O↑. Сильными окислительными свойствами фосфаты не обладают, но могут быть восстановлены углеродом при нагревании. В присутствии диоксида кремния эта реакция приводит к получению фосфора (уравнение реакции приводилось), в отсутствие SiO2 процесс идет следующим образом: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO↑. Нагревание фосфата аммония приводит к постепенной потере молекул аммиака с образованием в конце концов при температуре выше 300°С полиметафосфорной кислоты.

При дегидратации ортофосфорной кислоты образуются конденсированные фосфорные кислоты, в которых имеются один или несколько мостиковых атомов кислорода. При этом образуются цепочечные, циклические и смешанные структуры. Рассмотрим самые простые из них.

Дифосфорная (пирофосфорная) кислота – Н4Р2О7.Получается при нагревании ортофосфорной кислоты до 2000С. В безводном состоянии представляет собой бесцветные кристаллы с tпл=61°С, которые хорошо растворимы в воде с образованием гораздо более сильной кислоты, чем ортофосфорная. Особенно сильной эта кислота является по первым двум ступеням. Любая конденсированная кислота сильнее одиночной, так как при ее диссоциации получается более устойчивый анион. Растворы пирофосфорной кислоты неустойчивы, так как происходит постепенное присоединение молекулы воды с образованием двух молекул ортофосфорной кислоты. Более устойчивыми являются соли – пирофосфаты, которые, как уже говорилось, могут быть получены при нагревании гидрофосфатов.

Метафосфорные кислоты – (НРО3)х, где х=3,4,6.Циклические конденсированные кислоты, содержащие цикл из чередующихся атомов фосфора и кислорода. Получаются при растворении оксида фосфора (V) в ортофосфорной кислоте, а также при нагревании пирофосфорной кислоты до 300°С: 3H4P2O7 = 2(HPO3)3 + H2O. Все метафосфорные кислоты очень сильные, для триметафосфорной кислоты Ка2= 0,02. Все эти кислоты также в водном растворе постепенно превращаются в ортофосфорную кислоту. Их соли называются, соответственно, три-, тетра- и гексаметафосфатами.

Окислением оксида фосфора (V) можно получить пероксофосфорную кислоту: Р4О10 + 4Н2О2 +2Н2О = 4Н3РО5.

Фосфорноватая (гипофосфорная) кислота Н4Р2О6имеет связь Р-Р. Структурную формулу можно представить как (ОН)2ОР-РО(ОН)2.

Свойства фосфина

Из формулы видно, что валентность фосфора равна 5, а степень окисления +4 – величина формальная, связанная с наличием связи между одинаковыми атомами. Это четырехосновная кислота, сила которой соответствует ортофосфорной. Получается по реакции: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 и выделяется из раствора в виде дигидрата с tпл=62°С. В кислом растворе диспропорционирует на ортофосфорную и фосфористую кислоты.

Фосфористая кислота Н3РО3 или Н2[HPO3].Это двухосновная кислота средней силы, в безводном состоянии – твердое вещество с tпл=74°С. Получается при гидролизе галогенидов фосфора (III), а также при окислении белого фосфора хлором под водой: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2[HPO3] + 12HCl. Как уже говорилось выше, соединение состава Р(ОН)3 менее устойчиво, поэтому происходит изомеризация с образованием связи Р-Н, которая в водном растворе уже не диссоциирует. Соли фосфористой кислоты носят название фосфиты, кислые соли – гидрофосфиты. Большинство фосфитов (кроме солей щелочных металлов) в воде нерастворимы. Как и все соединения фосфора (III), фосфористая кислота – сильный восстановитель, она окисляется до фосфорной кислоты галогенами, диоксидом азота и другими окислителями, а также восстанавливает малоактивные металлы из раствора их солей, например: HgCl2 + H2[HPO3] + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓.При нагревании диспропорционирует: 4H2[HPO3] = 3H3PO4 + PH3↑.

Фосфорноватистая (фосфиновая) кислота Н3РО2 или H[H2PO2]. Это твердое вещество с tпл=26,5°С, водный раствор которого является достаточно сильной (Ка=7,9 .10-2) одноосновной кислотой. Фосфор в этом соединении также имеет пять связей, две из которых с атомами водорода. Диссоциации подвергается только связь Н-О. Формальная степень окисления фосфора в этом соединении +1. Фосфорноватистая кислота и ее соли – гипофосфиты являются сильными восстановителями. Катионы металлов, даже стоящих в ряду напряжения перед водородом, способны восстанавливаться до металла: NiCl2 + Na[H2PO2] + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2↑+ Ni↓. При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует: 3H[H2PO2] = PH3↑ + 2H2[HPO3]. При повышении температуры фосфористая кислота, как было показано, также разлагается на фосфорную кислоту и фосфин. Гипофосфиты щелочных и щелочноземельных металлов получаются при взаимодействии фосфора и щелочи (смотри выше). Окисление фосфина мягким окислителем: PH3 + SO2 = H[H2PO2] + S↓ (катализаторы – ртуть и следы воды).

Галогениды фосфора РХ3 и РХ5.Известны все галогениды фосфора кроме PJ5. В случае фосфора (III) это пирамидальные молекулы с атомом фосфора в вершине и с углами между связями Р-Х, равными 100°. Галогениды фосфора (V) представляют собой тригональные бипирамиды с sp3d гибридизацией атомных орбиталей фосфора. Оба фторида фосфора при обычных условиях – газы, PCl3 и PBr3 – жидкости, а трииодид, пентахлорид и пентабромид – твердые вещества. Последние два соединения представляют собой соли с комплексными ионами PCl5: [PCl4]+[PCl6]-, PBr5: [PBr4]+Br-. При нагревании оба соединения отщепляют молекулу галогена и превращаются в тригалогенид. Галогениды фосфора получаются прямым синтезом. Только PF3 – косвенным путем: PCl3 + AsF3 = PF3↑ + AsCl3. Все галогениды фосфора подвержены гидролизу, а тригалогениды способны также к окислению: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 – хлорокись фосфора, может получаться и по другим реакциям: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2↑, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3.Тригалогениды присоединяют также серу: PCl3 + S = PSCl3. В неводных растворах возможны реакции: KF + PF5 = K[PF6] HF(жидкий) + PF5 = H[PF6] – гексафторофосфорная кислота, устойчива только в водном растворе, по силе сравнима с хлорной кислотой.

Предыдущая567891011121314151617181920Следующая

Дата добавления: 2015-07-24; просмотров: 2537;

ПОСМОТРЕТЬ ЕЩЕ:

Фосфин. Оксиды фосфора и фосфорные кислоты: свойства, получение.

Слово фосфин

Медико-биологическое значение фосфора.

Фосфи́н (фосфористый водород, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан РН3) — бесцветный, очень ядовитый, довольно неустойчивый газ (при нормальных условиях) со специфическим запахом гнилой рыбы.

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0.142 нм, HPH = 93.5o). Дипольный момент составляет 0,58 D, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

]Получение

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Разложение йодида фосфония:

Разложение фосфоновой кистоты:

или её восстановление:

Химические свойства

Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства:

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Соли фосфина, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Токсичность

Фосфин сильно ядовит, действует на нервную систему, нарушает обмен веществ. ПДК = 0,1 мг/м³. Запах ощущается при концентрации 2-4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ приводит к летальному исходу. В крови человека содержание фосфина не более 0,001 мг/м³.

Известны следующие оксиды фосфора:

Название	Формула	Температура плавления	Температура кипения
Оксид тетрафосфора	P4O
Диоксид тетрафосфора	P4O2
Оксид фосфора(III)	P2O3 (P4O6)	23,8 °C	173,5 °C
Оксид фосфора(IV)	P4O8
Оксид фосфора(V)	P2O5 (P4O10)	569 °C	591 °C

Оксид фосфора(III) — бинарное неорганическое соединение, оксид фосфора с формулой P4O6, белые хлопья или кристаллы с неприятным запахом, реагируют с водой.

Получение

• Осторожной окисление белого фосфора закисью азота или углекислотой:

• Обратное диспропорционирование оксида фосфора(V) и белого фосфора:

[править]Физические свойства

Оксид фосфора(III) образует белые хлопья или кристаллы с неприятным запахом.

Хорошо растворяется в органических растворителях (бензол, сероуглерод).

Неустойчив на свету, вначале желтеет, а затем краснеет.

[править]Химические свойства

• На свету или при нагревании в вакууме разлагается с выделением красного фосфора:

• Медленно реагирует с холодной водой:

• и быстро с горячей водой:

• Реагирует с щелочами:

• Окисляется кислородом воздуха (быстрее при нагревании):

• Реагирует с галогенами:

• Реагирует с серой:

Оксид фосфора(V)

Пентаокс́ид фосфора (фо́сфорный ангидрид, пятиокись фосфора, оксид фосфора(V)) — P4O10, кислотный оксид.

Свойства

P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твёрдые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Получение

Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P4O10 и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.

Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P4O10.

Применение

P4O10 применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H3PO4термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Значение фосфора

• фосфор входит в состав нуклеиновых кислот, которые принимают участие в процессах роста, деления клеток, хранения и использования генетической информации
• фосфор содержится в составе костей скелета (около 85% от общего количества фосфора организма)
• фосфор необходим для нормальной структуры зубов и десен
• обеспечивает правильную работу сердца и почек
• фосфор участвует в процессах накопления и освобождения энергии в клетках
• участвует в передаче нервных импульсов
• помогает обмену жиров и крахмалов.

Неорганический элемент фосфор, Р, находится в организме человека в виде соединений фосфора — неорганических фосфатов и липидов или нуклеотидов.

Содержание фосфора в организме регулирует паратгормон, кальцитонин и витамин Д.

Предыдущая10111213141516171819202122232425Следующая

Физические свойства

Фосфор P имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, чёрный.

Получение фосфора P

Свободный фосфор P получают из природного фосфата кальция, накаливая его с песком (SiO2) и углём в электрической печи при высокой температуре:

Химические свойства фосфора — P

Белый фосфор более реакционноспособный, чем красный.

Осторожно — фосфин!

Он легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе.

При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит превращение химической энергии в световую.

Соединения фосфора P с металлами называются фосфиды. Они легко разлагаются водой с образованием газа фосфина (PH3).

Фосфин — PH3

Может быть получен:

1.Кипячением белого фосфора с концентрированным раствором щёлочи:

2.Действием соляной кислоты на фосфид кальция:

Фосфин PH3 —бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовит!!

Химические свойства фосфина PH3

1.При горении образуется фосфорный ангидрид и вода:

2.Фосфин соединяется с галогеноводородными кислотами, образуя соли фосфония:

3.При пропускании хлора над расплавленным фосфором получают трёххлористый фосфор:

Под действием воды он полностью гидролизуется:

4.При большом избытке хлора образуется пятихлористый фосфор:

Оксиды и кислоты фосфора

Фосфор образует с кислородом три оксида:

P2O3 — фосфористый ангидрид – оксид фосфора (Ш);

P2O5 — фосфорный ангидрид – оксид фосфора (V);

(P2O4 — четырёхокись фосфора).

P2O3получают при медленном окислении фосфора (при недостатке кислорода):

При действии холодной воды образуется фосфористая кислота – H3PO3.

P2O5 образуется при горении фосфора на воздухе (при избытке кислорода):

Кислоты

Фосфорный ангидрид P2O5, в зависимости от температуры может присоединить различное количество воды, образуя кислоты различного состава:

Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота – H3PO4.

Она может быть получена следующим образом:

1.Кипячением метафосфорной кислоты:

2.Окислением красного фосфора:

3.Действием серной кислоты на фосфат кальция:

©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.