Фосфор и его соединения

Свойства химического элемента фосфора

Химический элемент фосфор расположен в третьем периоде ПСХЭ, в VА группе. Поэтому в атоме фосфора на внешнем электронном слое находится 5 электронов. Радиус атома фосфора больше, чем у азота, т. к. число электронных слоев больше. Значит, внешние электроны ядро атома фосфора будет притягивать к себе слабее, чем ядро атома азота. И относительная электроотрицательность фосфора будет меньше, чем относительная электроотрицательность азота.

Фосфор может проявлять степени окисления -3 (например, в фосфине РН₃), 0 (в простом веществе Р₄), +3 (в оксиде фосфора Р₂О₃) и +5 (в ортофосфорной кислоте Н₃РО₄).

Нахождение в природе и аллотропные модификации фосфора

В отличие от соседнего элемента по группе, азота, фосфор в природе в свободном виде не встречается, поскольку химически гораздо более активен. В природе элемент фосфор достаточно распространен, массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,09 % (т. е. занимает 12-е место по распространенности). Важнейшие минералы фосфора – апатит и фосфорит, основу которых составляет фосфат кальция (рис. 1).

Рис. 1. Минералы, содержащие фосфор: а – апатит, б – фосфорит

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, важнейшими из которых являются белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор (рис. 2).

Рис. 2. Аллотропные модификации фосфора: белый (слева) и красный (справа) фосфор

Свойства простых веществ, образованных фосфором

Сравним строение и свойства перечисленных простых веществ.

Белый фосфор – мягкое воскоподобное вещество белого или светло-желтого цвета. Это простое вещество имеет молекулярное строение. В узлах кристаллической решетки белого фосфора находятся молекулы состава Р₄. Эта аллотропная модификация самая химически активная. Уже при 50°С белый фосфор самовоспламеняется на воздухе. При комнатной температуре он окисляется кислородом воздуха, в результате чего выделяется энергия в виде света. Белый фосфор – сильный яд.

Красный фосфор встречался всем вам в повседневной жизни. Он входит в состав намазки спичечных коробков и спичечных головок, придавая им красный цвет.

Красный фосфор образует атомную кристаллическую структуру и является неорганическим полимером. Он химически менее активен, чем белый фосфор. Эта аллотропная модификация не ядовита. При прокаливании без доступа воздуха красный фосфор переходит в газообразное состояние, охлаждение приводит к конденсации паров. В результате образуется белый фосфор.

Черный фосфор тоже полимер, не ядовит, имеет слоистую атомную кристаллическую решетку, напоминающую кристаллическую решетку графита. Черный фосфор обладает электрической проводимостью, его химическая активность меньше, чем у белого фосфора.

При горении фосфора образуется оксид фосфора (V):

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

При недостатке кислорода может образоваться другой оксид – оксид фосфора(III) – Р₂О₃, который постепенно окисляется на воздухе.

Еще одним важным свойством фосфора как типичного неметалла является взаимодействие с металлами с образованием фосфидов.

Например, красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки.

В результате реакции кальция с красным фосфором образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета.

3Ca + 2P = Ca₃P₂

Соединения фосфора

Рассмотрим свойства основных соединений фосфора, в которых он проявляет степень окисления +5. Оксид фосфора (V) вам уже хорошо знаком. Это белый порошок, расплывающийся на воздухе вследствие поглощения паров воды. Поэтому его используют для очистки органических соединений от следов воды.

При растворении в воде оксида фосфора (V) образуется фосфорная кислота. При этом сначала образуется метафосфорная кислота, после кипячения смеси – ортофосфорная:

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃

HPO₃ + H₂O = H₃PO₄

Ортофосфорная кислота представляет собой белое кристаллическое вещество. В воде она ступенчато диссоциирует:

В зависимости от числа атомов водорода, которые нейтрализуются щелочью, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей: дигидрофосфаты (например, дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄), гидрофосфаты (например, гидрофосфат калия K₂HPO₄) и ортофосфаты (например, фосфат кальция Ca₃(PO₄)₂).

Фосфорная кислота является кислотой средней силы, и для нее характерны все общие свойства кислот. Слабые растворы ортофосфорной кислоты добавляют в различные напитки.

Фосфорная кислота является сырьем для производства минеральных удобрений: фосфорных и комплексных. Примером фосфорного удобрения может служить двойной суперфосфат Са(Н₂РО₄)₂. А одним из комплексных удобрений является аммофоска – содержит так необходимые растению азот, фосфор и калий. 

 

Список литературы

1. Оржековский П.А. Сборник задач и упражнений по химии: 9-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 9 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2007.
2. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007. (§ 38)
3. Оржековский П.А. Химия: 9-ый класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013. (§ 25)
4. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009.
5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008.
6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник).
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник).

 

Домашнее задание

1. с. 166–167 №№ 2–4 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013.