Соединения фосфора

 Фосфин (PH3)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH3 получить нельзя.

  • Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3

Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3

  • Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3

  • Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

P4I ↔ HI+ PH3

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

  • PH3не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH3Проявляет свойства сильного восстановителя.

  • Вступает в реакции с кислотами – окислителями:

PH3 + 8H2SO4(конц) = H3PO4 + 8SO2↑ + 3H2O

PH3 + 8HNO3(конц. гор) = H3PO4 + 8NO2↑ + 4H2O

  • С безводными кислотами образует соли:

HI+ PH3↑ = P4I

  • Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

РН3 + 2О2 = P2O5 + H2O (Н3РО4)

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

2P + 3Mg → Mg3P2

2P + 3Ca → Ca3P2

P + 3Na → Na3P

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН3:

Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3

Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P2O3)

Способы получения оксида фосфора (III)

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

4Р + 3О2 = 2Р2О3

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р2О3 — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Тпл = 23,5°С

Пары существует в виде димеров Р4О6.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

  • Р2О3 как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

  • Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р2О3вгорячей воде:

2О3 + 6Н2О = РН3 + ЗH3PO4

  • При взаимодействии Р2О3 с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + Н2О

  • При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 + О2 = Р2О5

Окисление галогенами:

Р2О3 + 2Cl2 + 5Н2О = 4HCl + 2H3PO4

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р2О5)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной температуре Р2О5 — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р4О10.

Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р2О5проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

  • с водой, с образованием различных кислот:

Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая (дифосфорная)

Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная

  • с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2

  • с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О

Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О

Р2О5 + 2NaOH = 2NaH2PO4 + Н2О

  • Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5

Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7

P2O5 + H2SO4 → 2HPO3 + SO3

P2O5 + 2CH3COOH → 2HPO3 + (CH3CO)2O

Видеоопыт Взаимодействие оксида фосфора с водой

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.

Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

фосфорные кислоты

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

Фосфористая кислота ( H3PO3)

Способы получения фосфористой кислоты

  • Реакция Р2О3 с водой:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

  • Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl3 + ЗН2О = H3PO3+ 3HCl

  • Окисление белого фосфора хлором:

2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2H3PO3+ 6HCl

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H3PO3 известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н2[НРО3]

строение фосфористой кислоты

При комнатной температуре H3PO3 – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл =  74°С.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является слабой кислотой.

  • Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

  • Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

H2HPO3 + H2HPO3 = H3PO4 + PH3

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

  • Реагируют с сильными окислителями:

H3PO3 + Cl2 + Н2О = H3PO4 + 2HCl

5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl

  • Реагируют с более слабыми окислителями:

H3PO3 + 2AgNO3 + Н2О = H3PO4 + 2Ag↓ + 2HNO3

  • В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

H2HPO3 + 3Zn + 3H2SO4 = 3ZnSO4 + PH3 + 3Н2О

  • При нагревании водного раствора Н3РO3окисляется до H3PO4 с выделением водорода:

H3PO3 + Н2О = H3PO4 + Н2

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

  • Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

  • взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н2

Н2[НРО3] + Ca = Ca[HРО3] + Н2

  • взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

Н2[НРО3] + CaO = Ca[HРО3] + Н2O

  • диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

P4 + 8NaOH(конц) + 4H2O = Na2[HРО3] + 6H2

  • Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

PCl3 + 5NaOH(разб) = Na2[HРО3] + 3NaCl + 2H2O

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2РО3, например: NaH2PO3, Са(H2PO3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO3, например: Na2HPO3, СаHPO3.

Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н3РO4)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:

  • Разложением природного соединения – фосфата кальция Са3(РO4)2 серной кислотой:

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4

  • Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Получение фосфорной кислоты

Лабораторный способ

  • Н3РO4 получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑

  • Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С) кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

фосфорная кислота_графическая формула

При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.

пирофосфорная кислота

При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO3:

строение метафосфорной кислоты

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки различного цвета:

  • метафосфат серебра AgPO3— белый
  • пирофосфат серебра Ag4P2O7 – также белый, но он не свертывает яичного белка
  • ортофосфат серебра Ag3PO4— желтый:

Н3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3НNO3

фосфат серебра

Видео Качественная реакция на фосфат-ион

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.

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-

  • Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3H2

  •  с основными оксидами:

3РO4 + ЗСаО = Са3(РO4)2 + ЗН2О

2H3PO4 + 3MgO = Mg3(PO4)2 + 3H2O

  • с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

Н3РO4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О

Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О

Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О

  • с аммиаком образует соли аммония:

Н3РO4 + NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4

  • Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

Н3PO4 + 3NaHCO3 → Na3PO4 + CO2 + 3H2O

  • При нагревании H3PO4 выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:

2H3PO4 → H2P2O7 + H2O

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

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н3РO4 является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Анион соли Название Растворимость в воде Примеры солей
PO43-Фосфат (ортофосфат)большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO42-ГидрофосфатрастворимыNa2НРO4; СаНРО4
Н2РO4Дигидрофосфаточень хорошо растворимыNaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Химические свойства фосфатов

  • Имеют свойства, характерные для солей.

Na3РO4 + Н2О = Na2HPO4 + NaOH

  • Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

NaH2PO4 = NaPO3 + H2O

Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O

(NH4)3PO4 = 3NH3 + H2O

Фосфорные удобрения

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

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Фосфорные удобрения - таблица