Підготовка до ЗНО з хімії

Електронна будова.

Фосфор Р – другий елемент VА підгрупи Періодичної системи. Електронна конфігурація зовнішнього електронного рівня атома фосфору 3s²3p³. Він – повний електронний аналог Нітрогену, однак за рахунок більшого атомного радіуса і наявності вакантного 3d-підрівня їх хімічні властивості відрізняються. Неподілена електронна пара на 3s-підрівні може розпаровуватись (атом переходить у збуджений стан) і один електрон переходить на 3d-підрівень, за рахунок чого фосфор виявляє максимальний ступінь окиснення +5 (утворює 5 ковалентних зв’язків за обмінним механізмом:

Алотропія та фізичні властивості.

Фосфор утворює кілька алотропних модифікацій з різними властивостями.

Білий фосфор – м`яка кристалічна речовина з т. пл. 44,1 ⁰С. Розчинний у сірковуглеці CS₂ та органічних розчинниках, нерозчинний у воді, тому білий фосфор зберігають під шаром води. У парах простої речовини містяться молекули P₄ (рис. 18.2). Отруйний!

Рис. 18.2. Молекула Р₄.

Ця модифікація є найбільш реакційноздатною. Нагрівання P₄ без доступу повітря при 300 ⁰С веде до утворення червоного фосфору з т. пл. 585 – 600 ⁰С і полімерними молекулами P_n. Він менш реакційноздатний.

Чорний фосфор утворюється при нагріванні білого фосфору при 200 ⁰С і тиску 1200 кПа. Це найстійкіша модифікація, на вигляд нагадує графіт. Чорний фосфор хімічно стійкий, не розчинний у сірковуглеці та неотруйний.

Поширення у природі.

Вміст фосфору у земній корі становить біля 0,1%. Через високу хімічну активність у вільному стані він не зустрічається, а перебуває лише у формі сполук. Найважливішими мінералами фосфору є фосфорит Ca₃(PO₄)₂ і апатит 3Ca₃(PO₄)₂∙CaX (X = OH, F, Cl – відповідно гідроксил-, флуоро- або хлорапатит) або Ca₃(PO₄)₂X.

Одержання.

Фосфор вперше добув перегонкою сечі Х. Брандт (Німіччина) у 1670 р.

Сировиною для промислового одержання фосфору є апатит або фосфорит, у яких фосфор знаходиться у максимальному ступені окиснення +5. Мінерали відновлюють в електропечах у присутності вугілля і піску:

2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ = P₄↑+ 6CaSiO₃ + 10CO.

Утворену пару білого фосфору P₄ конденсують під водою.

Хімічні властивості.

У хімічних реакціях найактивніший білий фосфор, який записують “P₄”. Інші модифікації, або коли модифікація невідома, записують “Р”.

1. Взаємодія з неметалами. Залежно від співвідношення реагентів (нестача чи надлишок фосфору) можуть утворюватись сполуки Р⁺³ або Р⁺⁵:

4P + 3O₂ = 2P₂O_3,                                                                4P + 5O₂ = 2P₂O₅,

2P + 3Cl₂ = 2PCl_3,                                                                2P + 5Cl₂ = 2PCl₅,

2P + 3S = P₂S_3,                                                        2P + 5S = P₂S₅.

При гідролізі оксидів Фосфору утворюється одна з фосфатних кислот (див. Кислоти фосфору). Галогеніди і сульфіди Фосфору розкладаються водою з утворенням двох кислот:

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl,                   PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

P₂S₃ + 6H₂O = 2H₃PO₃ + 3H₂S,                  P₂S₅ + 8H₂O = 2H₃PO₄ + 5H₂S,

тобто вони – галоген- і тіоангідриди фосфітної H₂PHO₃ (двоосновна кислота, її формула Н₂[HPO₃]) і ортофосфатної H₃PO₄ кислот.

З воднем фосфор безпосередньо не реагує.

2. Взаємодія з металами відбувається при нагріванні:

6Ca + P₄ = 2Ca₃P₂.

Утворені фосфіди – солеподібні сполуки. Ступінь окиснення Фосфору у їх складі –3.

Деякі фосфіди гідролізують з утворенням газоподібного фосфіну РН₃:

Mg₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2PH₃­.

РН₃ – безбарвний газ із запахом гнилої риби, за будовою молекули схожий на амоніак, однак основні властивості РН₃ виражені слабше (зокрема, не розчиняється у воді за рахунок відсутності водневих зв’язків).

Утворює солі з сильними кислотами (HCl, HI, HClO₄):

PH₃ + HCl = [PH₄⁺]Cl^–.

фосфонію хлорид

Солі фосфонію утворені аналогічно солям амоніаку. Гідролізують необоротно:

PH₄Cl + H₂O = PH₄ОН+ HCl↑.

У природі фосфін утворюється при гнитті органічних решток. На повітрі він димеризується у Р₂Н₆, що самозаймається і горить блакитним полум`ям:

P₂H₆ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O.

З цим пов`язане виникнення “блукаючих вогників” на цвинтарях і болотах («вогні святого Ельма»).

3. Взаємодія з лугами при нагріванні супроводжується диспропорціюванням:

P₄ + 3NaOH + 3H₂O = PH₃ + 3NaH₂PO₂.

Натрій гіпофосфіт NaH₂PO₂ – сіль слабкої одноосновної кислоти Н₃PO₂ (точніше Н[Н₂PO₂]).

4. Взаємодія з кислотами-окисниками веде до утворення фосфатної кислоти:

P + 5HNO_3к. = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O,

2P + 5H₂SO_4к. = 5H₃PO₄ + 3SO₂ + H₂O.

5. Суміш Армстронга використовують у виробництві сірників. При терті сірникової голівки (K₂Cr₂O₇ + KClO₃ + S + MnO₂/Fe₂O₃) до намазки коробки (P_{черв.+скло}) відбувається реакція:

6P + 5KClO₃ = 5KCl + 3P₂O₅.

Застосування.

Фосфор використовують у виробництві сірників, димоутворюючих речовин, інсектицидів, у металургії.

У природі фосфор входить до складу нуклеїнових кислот, білків крові, мозкових, нервових тканин. У кістках хребетних тварин фосфор перебуває у вигляді кальцій ортофосфату Ca₃(PO₄)₂.