Фосфор и мышьяк, расположенные в одной группе периодической таблицы, демонстрируют интересные химические свойства и разнообразие аллотропных форм.
Фосфор, с его характерной электроотрицательностью и окислительной способностью, имеет жизненно важное значение в биологии и органической химии.
Аллотропные модификации белого, красного, фиолетового и черного фосфора открывают перед учеными широкие горизонты для исследований и применения в различных областях науки.
Мышьяк, в свою очередь, представляет собой значимый элемент, хотя и обладает опасными свойствами.
Его распространение в природных сернистых соединениях делает его интересным объектом для изучения в минералогии и металлургии.
Тем не менее, ядовитость мышьяка ограничивает его использование, что подчеркивает важность соблюдения мер безопасности при работе с ним.
Исследование фосфора и мышьяка не только помогает углубить наше понимание химии, но и открывает перспективы для применения этих элементов в новых технологиях и медицинских препаратах.
Поэтому изучение их свойств и взаимодействий является важной задачей для научного сообщества.
Фосфор P, атомный вес 30,97. Фосфор химический элемент 15-й группы ( устаревшая классификация: в третьем периоде, в главной подгруппе V группы периодической системы).
Заряд ядра фосфора +15. Внешний пяти электронный слой атома имеет электронную конфигурацию 3s23p3, электроны расположены по орбиталям в следующем порядке.
Фосфор может быть получен в виде четырех аллотропных видоизменений: белого, красного, фиолетового и черного фосфора.
Белый фосфор — обладает молекулярной кристаллической решеткой; это вещество желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р4. Плотность его 1,82.
Плавится при температуре 44°, кипит при 281°. На воздухе воспламеняется при 18°. При хранении на свету переходит в красный.
Белый фосфор в воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и некоторых других органических растворителях.
Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора — смертельная доза для человека.
Противоядием при отравлениях фосфором служит 2% раствор медного купороса, который следует давать больному каждые 5 минут по чайной ложке до появления рвоты.
Горящий фосфор не только причиняет очень сильные ожоги, но и вызывает отравление тканей, прилежащих к месту ожога, вследствие чего заживление идет крайне медленно.
При ожогах фосфором противоядием служит мокрая повязка, пропитанная 5% раствором медного купороса.
В связи с тем что белый фосфор легко окисляется и воспламеняется, его хранят под водой.
Нужно следить за тем, чтобы в банке постоянно была вода и чтобы тем-пература в помещении, где находится белый фосфор, не спускалась ниже нуля.
В противном случае вода может замерзнуть и разорвать сосуд, а потом при оттаивании вытечь и фосфор, оставшись без воды, может воспламениться.
Окисление белого фосфора на воздухе сопровождается выделением световой энергии, благодаря чему белый фосфор светится в темноте.
Это свечение, в конце концов, может привести к самовоспламенению и вызвать пожар.
Если в процессе реакции кусочек белого фосфора упадет на пол, его нужно найти и сжечь или поместить в банку с водой.
Красный фосфор — порошок с слабо выраженной кристаллической структурой и потому названный аморфным, темно-красного цвета, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду), но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде. Плотность его 2,20.
Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450°.
При нагревании красный фосфор возгоняется, и пары его при охлаждении превращаются в белый фосфор.
Красный фосфор в отличие от белого не ядовит, запаха не имеет. Воспламеняется он при температуре 250—300°.
Фиолетовый и черный фосфор также получают из белого фосфора при высоком давлении и температуре.
Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит тепло и электричество. Следовательно, у фосфора в весьма незначительной степени, появляются металлические свойства.
Химическая активность у разных аллотропных видоизменений фосфора неодинакова. Например, они имеют разную температуру воспламенения, белый фосфор светится в темноте, красный не светится.
Наличие на внешнем электронном слое фосфора 3 неспаренных р-электронов позволяет предположить, что для фосфора должно быть возможно образование трех валентных связей с другими элементами.
Таковы ионные соединения с металлами — фосфиды, например фосфид магния Мg3Р2, летучее водородное соединение фосфин РН3 с полярными молекулами.
Вследствие того что у фосфора сравнительно небольшая электроотрицательность, эти соединения при непосредственном синтезе образуются с большим трудом, и потому их предпочитают получать косвенным путем.
➡️50. Составьте и заполните таблицу: (См. Ответ)
Фосфористый водород РН3, или фосфин, неустойчив, может самовоспламеняться на воздухе, сильный восстановитель. Фосфин — газ, обладающий неприятным запахом гнилой рыбы.
В отличие от аммиака почти не дает реакций соединения, с водой не взаимодействует. Практического значения фосфин не имеет.
С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично.
Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он самовоспламеняется в хлоре.
При этом обычно получаются соединения трехвалентного фосфора.
Это соединение образуется легче, чем РСl5, так как ковалентная связь в РСl3 возникает за счет не-спаренных р-электронов фосфора, а в образовании РСl5 участвуют все валентные электроны.
Взаимодействие фосфора с кислородом протекает также весьма энергично.
Фосфор, предварительно подожженный на воздухе, сгорает в кислороде ослепительно ярким пламенем с образованием фосфорного ангидрида Р2О5:
4Р + 5О2 = 2Р2О5
При медленном окислении получается фосфористый ангидрид Р2О3.
➡️51. Выпишите из текста все уравнения, характеризующие свойства фосфора.
52. Какого типа химическая связь образуется в молекулах соединений фосфора с водородом, магнием, хлором, кислородом? (См. Ответ)
Свободный фосфор получают из фосфорита сплавлением с песком и углем в электропечи.
Реакция протекает в две стадии:
а) Са3(РО4)2 + 3SiO2 = Р2О5 + 3CaSiО3
б) P2O5 + 5С = 2Р + 5СО
Са3(РО4)2 + 3SiО2 + 5С = 3CaSiО3 + 5СО + 2Р
Выделяющиеся пары фосфора охлаждают водой. В результате выделяется белый фосфор.
➡️53. Сколько фосфора можно получить промышленным путем, если в процессе реакции образуется 20 м3 окиси углерода? Сколько фосфорита будет израсходовано, если известно, что последний содержит 65% фосфата кальция?
54. Сколько фосфора можно получить из 5 m фосфата кальция, если выход фосфора равен 90% от теоретического? (Задачу решите, не применяя уравнение реакции). (См. Ответ)
В промышленности при изготовлении спичек находит применение главным образом красный фосфор.
Белый фосфор начал применяться в спичечной промышленности раньше красного, в 1830 г.
Такие спички легко зажигались при трении о любую поверхность, но были весьма ядовиты и вредны для здоровья, а также огнеопасны, поэтому от них вскоре отказались, заменив белый фосфор красным.
Фосфор применяется для изготовления некоторых его соединений, например фосфорного ангидрида Р2О5, фосфорной кислоты Н3РО4 и т. д.
➡️55. Что такое аллотропия и аллотропные видоизменения того или иного элемента?
56. Какие вам известны элементы, способные образовывать аллотропные видоизменения?
57. Чем объясняется различие в свойствах у разных аллотропных видоизменений одного и того же элемента? (См. Ответ)
Наибольшее значение из окислов фосфора имеет фосфорный ангидрид.
Фосфорный ангидрид Р2О5 — белый порошок, весьма гигроскопичный.
При хранении его следует хорошо закупорить и залить пробку парафином, чтобы предохранить фосфорный ангидрид от попадания паров воды.
Фосфорный ангидрид — типичный кислотный окисел.
При взаимодействии с холодной водой он образует метафосфорную кислоту:
Р2О5 + Н2О = 2НРО3
Фосфорный ангидрид — сильное водоотнимающее средство и может быть применен для высушивания некоторых веществ.
Производными фосфорного ангидрида являются фосфорные кислоты — метафосфорная, образование которой рассматривалось выше.
Ортофосфорная кислота Н3РО4, образующаяся при кипячении метафосфорной кислоты с водой.
НРО3 + Н2О = Н3РО4
В случае продолжительности нагревания ортофосфорной кислоты из нее выделяется вода и образуется пирофосфорная кислота Н4Р2О7:
2Н3РО4 = Н2О + Н4Р2О7
Все три кислоты содержат атомы фосфора в одной и той же степени окисления +5. Графические формулы этих кислот:
Наиболее устойчивой и распространенной кислотой является ортофосфорная, или просто фосфорная, кислота. Это кислота устойчивая, средней силы, нелетучая.
В лаборатории фосфорная кислота хранится в виде концентрированных растворов, а в чистом виде это твердое кристаллическое вещество.
Фосфорная кислота — кислота средней силы. Она значительно слабее таких сильных кислородных кислот, как серная или азотная.
Фосфорная кислота диссоциирует ступенчато:
Н3РО4 ⇄ Н+ + Н2РO4— ⇄ 2Н+ + HPO24— ⇄ 3Н+ + PO34—
С водой фосфорная кислота смешивается в любых отношениях. Это кислота трехосновная, поэтому она образует три ряда солей.
Соли фосфорной кислоты называются фосфатами, или ортофосфатами.
Если в кислоте замещены все три атома водорода, пример Ca3(PО4)2, Na3PО4, то такие соли называются средними, или трехзамещенными, фосфатами.
Если в кислоте замещены только два атома водорода, пример Na2HPО4, CaHPО4, Fe2(HPО4)3, то такие кислые соли называются двух-замещенными фосфатами, или гидрофосфатами.
Если в кислоте замещен только один атом водорода, пример NaH2PО4, Са(Н2РО4)2, Fe(H2PО4)3, то такие кислые соли называются однозамещенными, или дигидрофосфатами.
Фосфаты, как правило, в воде нерастворимы (за исключением фосфатов щелочных металлов и аммония), но кислые фосфаты растворимы в воде.
Это свойство фосфатов используется в сельскохозяйственной практике, где применяются исключительно кислые фосфаты.
Так как растения могут поглощать из почвы лишь растворимые соли, то фосфор, необходимый для их питания, может усваиваться ими только в виде растворенных соединений.
В связи с этим при производстве фосфорных удобрений получают кислые фосфаты из средних, встречающихся в природе в виде фосфоритов и апатитов.
Главными фосфорными удобрениями являются суперфосфат Са(Н2РО4)2 + CaSО4, двойной суперфосфат Са(Н2РО4) , преципитат СаНРО4 · 2Н2О и фосфоритная мука Са3(РО4)2.
В последнее время широко, распространение получили комбинированные удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов.
Например, азот в сочетании с фосфором входит в состав удобрений, которые называются аммофосами (NH4)3PО4, NH4H2PО4, (NH4)2HPО4.
Если аммофосы смешать с калийной селитрой, то получается аммофоска — удобрение, содержащее азот, фосфор и калий.
Интересна реакция фосфат-иона с катионом серебра:
РО34— + 3Ag+ = Ag3PО4↓
Образуется осадок фосфата серебра желтого цвета, который растворяется в азотной кислоте в отличие от иодида серебра.
➡️58. Составьте рассказ о кислородных соединениях фосфора по следующему плану: (См. Ответ)
59. Напишите уравнение следующих реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах:
Химический знак мышьяка As, атомный вес 74,91. Мышьяк химический элемент 15-й группы (устаревшая классификация: в V группе периодической системы и является аналогом фосфора и азота).
Мышьяк имеет четыре энергетических уровня. На внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов; электронная конфигурация внешнего слоя 4s24р3.
Радиус атома мышьяка больше, чем атома фосфора и азота, отсюда более низкие значения электроотрицательности и меньшая окислительная способность.
В природе мышьяк встречается главным образом в виде сернистых соединений.
Минералы, содержащие мышьяк, — аурипигмент As2S3 и реальгар As4S4 — применялись раньше в качестве красок (аурипигмент — для золотисто-желтой, реальгар—для ярко-красной).
В настоящее время вследствие крайней ядовитости не применяются. Мышьяковый колчедан FeAsS встречается природе вместе с серным колчеданом.
Если нагревать мышьяковый колчедан без доступа воздуха, то из него довольно быстро начинает возгоняться мышьяк:
FeAsS = FeS + As↑
Иногда мышьяк получают из аурипигмента, который сначала обжигают:
2As2S3 + 9O2 = 6SO2 + 2As2O3
а затем полученный окисел восстанавливают углеродом:
As2O3 + 3С = ЗСО + 2As
В природе в свободном виде мышьяк не встречается.
Мышьяк может быть получен в виде трех аллотропных видоизменений, из которых наиболее распространен серый мышьяк.
Серый мышьяк темно-серого цвета с металлическим блеском, нерастворим ни в воде, ни в органических растворителях, легко образует сплавы с металлами, обладает тепло- и электропроводностью.
Его плотность 5,73. Все это указывает на то, что у мышьяка уже проявляются металлические свойства. Как металл он менее активен чем водород, и не вытесняет его из кислот.
Желтый мышьяк — желтое кристаллическое, легко окисляющееся вещество, довольно легко переходящее в серый мышьяк.
Черный мышьяк — аморфное вещество, переходящее при слабом нагревании в серый мышьяк — наиболее устойчивую форму.
Химические свойства мышьяка подчеркивают его амфотерность.
Например, мышьяк реагирует с хлором, образуя хлорид мышьяка:
2As + 3Сl2 = 2AsCl3.
Это соль, в которой мышьяк играет роль трехвалентного металла.
При сгорании мышьяка на воздухе или в кислороде образуется мышьяковистый ангидрид:
4As + 3О2 = 2As2O3
в котором мышьяк ведет себя как кислотообразующий элемент. Мышьяковистый ангидрид имеет белый цвет и потому получил название «белого мышьяка», которое, как ясно из формулы, не соответствует составу соединения. Этот ангидрид плохо растворим в воде.
➡️60. Изобразите распределение электронов по энергетическим уровням атома мышьяка и размещение электронов на орбиталях внешнего слоя.
61. Какие аллотропные видоизменения имеет мышьяк?
62. Что такое «белый мышьяк»? (См. Ответ)
При растворении в воде мышьяковистого ангидрида образуется ортомышьяковистая, или мышьяковистая кислота:
As2O3 + 3Н2O = 2H3AsO3
Это слабая кислота, известная лишь в водных растворах. Мышьяковистая кислота амфотерна. Она может диссоциировать двояко:
3Н+ + AsO33— (в щелочной среде) ⇄ H3AsO3 ⇄ As3+ + 3ОН— (в кислой среде)
Ортомышьяковистая кислота очень легко разлагается с образованием более устойчивой метамышьяковистой кислоты:
H3AsO3 = HAsO2 + Н2O
Ортомышьяковистая кислота является хорошим восстановителем. Соли мышьяковистых кислот называются арсенитами.
Окисел As2O5 — мышьяковый ангидрид — не образуется при непосредственном взаимодействии мышьяка с кислородом, а получается только косвенным путем. Ему соответствует мышьяковая кислота H3AsO4, проявляющая типичные свойства кислот.
Мышьяковая кислота — кислота средней силы. Это твердое, весьма сходное по свойствам с фосфорной кислотой соединение.
Соли мышьяковой кислоты, носящие название арсенатов, особого практического интереса не представляют.
Водородное соединение мышьяка — мышьяковистый водород (арсин) AsH3 — неустойчивое соединение с чесночным запахом, крайне ядовитое.
В нем мышьяк проявляет отрицательную валентность, равную —3.
Арсин нельзя получить непосредственным синтезом; его получают лишь косвенным путем, например при восстановлении водородом в момент выделения белого мышьяка:
As2O3 + 6Zn + 6H2SO4 = 2AsH3 + 6ZnSO4 + 3H2O
Все соединения мышьяка весьма ядовиты. Смертельная для человека доза 0,1 г As2O3.
Отравление мышьяком выражается в расстройстве нервной системы, общей слабости, явлениях паралича, в результате которых может наступить смерть.
При более слабых отравлениях спустя некоторое время появляются рвота, понос и сильные боли в животе.
В острых случаях для лечения рекомендуется введение под кожу апоморфина, а в качестве противоядия — свежеприготовленная смесь жженой магнезии и гидроокиси железа, хорошо взболтанная в растворе сульфата окисного железа Fe2(SО)3.
Рекомендуется давать по чайной ложке через каждые 10 минут. Предельно допустимая концентрация мышьяка в воздухе 0,003 мг/л.
Соединения мышьяка применяются при выделке кож, мехов. Особенно широко их используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.
В медицине мышьяк применяется в виде арсената натрия Na2HAsО4 и арсенита калия KAsО2. Мышьяк входит в состав лечебного препарата новарсенола.
В качестве микроэлемента мышьяк стимулирует жизнедеятельность животных и человека и всегда содержится в незначительном количестве в моче и тканях животных и растений.
Мышьяк в свободном состоянии добавляют в некоторые сплавы для придания им твердости, устойчивости к окислению и других свойств.
➡️63. Напишите в молекулярной и ионных формах уравнения реакций мышьяковистой кислоты:
а) с соляной кислотой;
б) с едким натром.
64. Каково физиологическое действие соединений мышьяка?
65. Где применяются соединения мышьяка? (См. Ответ)
Статья на тему Фосфор