Как сделать из ph3 h3po4

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса " " на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки - помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация - такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

*Цитирирование задания со ссылкой на учебник производится исключительно в учебных целях для лучшего понимания разбора решения задания.

Похожие решебники

Популярные решебники 9 класс Все решебники

Главная задача сайта: помогать школьникам и родителям в решении домашнего задания. Кроме того, весь материал совершенствуется, добавляются новые сборники решений.

Репетитор по Химии и Биологии

Репетитор по Химии
Конспекты

На этой странице Вы можете найти конспект на тему "Фосфин. Химические свойства." и оценить уровень подготовленного материала. Я надеюсь, что Вы, обращаясь ко мне за помощью, уже не будете покупать кота в мешке. Вы будете знать, что Вашего ребенка или Вас учит знающий свое дело специалист - репетитор по химии. Более подробную информацию обо мне Вы сможете прочитать здесь.

С уважением,
доктор биологических наук,
ведущий научный сотрудник НИИ акушерства и гинекологии им. Д.О.Отта
репетитор по химии и биологии
Соколов Дмитрий Игоревич

Фосфин. Химические свойства.

Фосфин ( PH₃) – бесцветный газ с запахом чеснока. Очень ядовит. Сгорает с образованием фосфорного ангидрида P₂O₅. С наиболее сильными кислотами (HClO₄, HCl) образует соли фосфония PH₄ + – очень непрочные соединения, которые при действии воды разлагаются на фосфин и HCl.

Cуществует несколько водородных соединений фосфора. Наиболее изучены РН₃ (фосфин), а также Р₂Н₄ - жидкий фосфористый водород (дифосфин). Наибольшую известность и практическое значение имеет газообразный РН₃. При комнатной температуре он представляет собой бесцветный, тяжёлый (пл.1.53 г/дм), чрезвычайно ядовитый газ с неприятным запахом.

РН + O ₂ = НРО + O

Первая стадия проходит быстро, поскольку она экзотермична и, вероятно, включает перенос не спаренного электрона от кислорода к фосфору (p*- уровень кислорода может быть по энергии выше, чем 3d-уровень фосфора). Продукты окисления состоят из различных кислот фосфора (Н₃РО₂, Н₃РО₃, Н₃РО₄ и т.д.) и воды.

В некоторых источниках результатом горения горения фосфина указывают оксид фосфора (V):

Однако все же следует отметить, что оксид фосфора - сильный водопоглощающий агент, поэтому продуктом горения фосфина все же является ортофосфорная кислота:

Фосфин почти не образует водородных связей и об отсутствии межмолекулярной ассоциации в РН₃ свидетельствуют аномальное соотношение температур плавления и кипения РН₃ (-133,3 o С; -87,4 o C) и NH₃ (-77,75 o С; -33,35 o С). На это указывает также низкая по сравнению с NH₃ растворимость фосфина в воде. В 100 мл воды при 17 о С растворяется 22,8 мл газообразного РН₃. Водный раствор является одновременно и слабой кислотой и слабым основанием. Обмен дейтерия между D₂О и РН₃ протекает в кислом растворе через РН₄+-ион, в основном растворе через РН2--ион. Из кинетических данных и принятого механизма обмена авторы для равновесной постоянной реакции рассчитали:

Несколько лучше он растворяется в органических растворителях: бензине, хлороформе и четырёххлористом углероде. Молекула фосфина полярна (m = 0,58) и имеет форму тригональной пирамиды c атомом фосфора в вершине. Все три атома водорода в молекуле равноценны, расстояние Р-Н составляет 1,419 А, высота пирамиды 0,764 А, угол связи Н-Р-Н 93,7, энергия связи Р-Н 77 ккал/моль. Образование связей Р-Н происходит за счёт р-орбиталей фосфора, а не поделенная пара электронов имеет сферическую симметрию и расположена на s-орбитали. Участие d-орбиталей в образовании связей, по-видимому, невелико. Такое строение фосфина чрезвычайно затрудняет образование донорно-акцепторных связей с его участием как донора электронов. Именно затруднение sp3_гибридизации орбиталей атомов фосфора обуславливает слабость донорных свойств фосфина и соответственно его плохо выраженные основные свойства. Этим объясняется малый дипольный момент молекулы РН₃, уменьшение основности и способности к координации по сравнению с аммиаком, устойчивость и нейтральность фосфина в обычных условиях. Присоединение протона к РН₃ (переход 3р à 3sр 3 ) сопровождается перестройкой валентных углов и протекает с большой затратой энергии, поэтому соли фосфония известны лишь для немногих кислот (НСIО₄, НВr, НI), причём они весьма нестойки.

Фосфин способен осаждать тяжёлые металлы из их солей. Окисление проходит через стадию образования комплексного соединения металл-фосфин. Эффективными окислителями выступают металлы, у которых на d-оболочке больше 5, но меньше 10 электронов. Не поделенная пара электронов фосфора молекулы РН₃ может передаваться на ds- орбиталь металла, образуя координационную связь. Согласно теории поля лигандов, среди группы d–орбиталей металла ds–орбитали всегда относятся к наивысшим энергетическим уровням. Поэтому соответствующая ds-орбиталь (dz 2 , dx 2 -y 2 ) будет вакантной и способной к координационному связыванию фосфина. Вакантные dp-орбитали фосфора участвуют в образовании p-дативной связи М - РН₃. Комплексы с фосфином сравнительно немногочисленны, а соединения, в которых РН3 единственный лиганд, редки.

Фосфин, первичные и вторичные фосфины образуют комплексы с солями Al, Ti, Cu, Ni, Co, Fe, Pd, Pt и других металлов. Комплексообразование РН₃ с различными металлами переменной валентности, проблемы катализа реакций окисления фосфина в отходящих газах химических производств широко освещены в работах.

Жидкий гидрид фосфора Р₂Н₄ представляет собой бесцветную жидкость с температурой кипения 60 о С, самовозгорающуюся на воздухе. На свету происходит самопроизвольный распад Н2Р-РН2:

3 Р₂Н₄ 2 РН₃ + Р₄Н₂ + 2Н₂

В отличие от гидразина H₂N-NH₂ (стехиометрического аналога Н₂Р-РН₂), жидкий фосфористый водород Р2Н4 не обладает основными свойствами из-за слабости донорных свойств фосфора, проявляющихся даже у РН3. Твёрдый гидрид фосфора Р₄Н₂ – жёлтое твёрдое вещество, загорающееся на воздухе выше 160 о С.

Получение фосфина.

Получают фосфин при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Возможен синтез непосредственно из элементов:

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 (3s 2 ) ниже, чем у азота (2s 2 ) 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.

Как и сам фосфин, так и его соли 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.

Интересные сведения

В романах Энн Маккэфри (Пернитский цикл) фосфин использовался для добычи драконами огня.

Фосфин (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан) PH₃ — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы (чеснока).

Содержание

• 1 Физические свойства
• 2 Получение
• 3 Химические свойства
• 4 Самовозгорание
• 5 Токсичность
• 6 Применение

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства. При низких температурах образует твёрдый клатрат 8 PH₃·46 H₂O. 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 C_3v (d_PH = 0,142 нм, ∠HPH = 93,5°). Дипольный момент составляет 0,58 Д, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH₃ практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, 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 кислоты:

или её восстановление:

Химические свойства

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

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

На воздухе горит согласно уравнению:

Проявляет сильные восстановительные свойства:

В связи с тем, что:

то возможно протекание следующей реакции:

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 фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Самовозгорание

Токсичность

Фосфин очень ядовит. Поражает в первую очередь нервную систему, нарушает обмен веществ; также действует на кровеносные сосуды, органы дыхания, печень, почки. Запах фосфина ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ может привести к летальному исходу. ПДК — 0,1 мг/м³.

При остром отравлении фосфином в лёгких случаях беспокоит боль в области диафрагмы, чувство холода, впоследствии может развиться бронхит. При среднетяжёлом отравлении — чувство страха, озноб, рвота, стеснение в груди, удушье, боль за грудиной. В тяжёлых случаях на первый план выходят неврологические симптомы — оглушение, неверная походка, подёргивания в конечностях, мидриаз; cмерть от паралича дыхания или сердечной мышцы может наступить через нескольно дней, а при высоких концентрациях — мгновенно.

Хроническое отравление может привести к расстройству зрения, походки, речи, пищеварения, бронхиту, болезням крови и жировому перерождению печени.

Применение

Сертификат и скидка на обучение каждому участнику

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

- Строение атома, валентности и степени окисления.

3 s 1 3 p 3 3 d 0

₊₁₅ P … - валентность III

3 s 1 3 p 3 3 d 1

₊₁₅ P * … - валентность V

В отличие от азота, фосфор проявляет высшую валентность равную V , один s -электрон переходит на d -орбиталь.

Степени окисления фосфора в различных соединениях:

Оксид фосфора (III)

оксид фосфора (V)

Na ₃ PO ₄

Ядовит, с чесночным запахом, воспламеняется при температуре 40 °С, растворяется в сероуглероде CS ₂ , хранят под водой.

Не ядовит, воспламеняется при температуре 240 °С

Похож на графит

Фосфор получают из природных фосфоритов и апатитов, при сплавлении их с углем и песком без доступа воздуха.

Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ + 3SiO ₂ + 5C = t 3CaSiO ₃ + 5CO + 2P

Выделяющиеся пары фосфора конденсируют под водой, получается белый фосфор. При длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха, он постепенно желтеет и превращается в красный фосфор.

Как восстановитель

С кислородом, серой и галогенами:

Горение фосфора в кислороде →

Белый дым – это P ₂ O ₅

4 P + 3 O ₂ = 2 P ₂ O ₃ – при недостатке кислорода

2P + 3Cl ₂ = t 2PCl ₃ - в недостатке хлора

2 P + 5 Cl ₂ = t 2 PCl ₅

С иодом только так: 2P + 3 I ₂ = t 2P I ₃

C окислителями :

6P + 5KClO₃ = 3P₂O₅ + 5KCl эта реакция происходит при трении спички о поверхность коробки, на которую нанесен красный фосфор.

Как окислитель

С металлами активными и средней активности:

С водородом фосфор НЕ реагирует.

Диспропор-ционирует

Со щелочами:

4 P + 3 NaOH + 3 H ₂ O = 3 NaH ₂ PO ₂ + PH ₃ ↑- получается гипофосфит и фосфин

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1. Какую валентность фосфор проявляет в простом веществе?

2. Какие простые вещества образует элемент фосфор?

3. Какая модификация фосфора состоит из четырехатомных молекул?

4. Какие степени окисления способен проявить фосфор в соединениях?

5. Выберите вещества, с которыми реагирует фосфор:

6. Докончите уравнения реакций:

ü Фосфиды. Галогениды фосфора.

Фосфиды и галогениды фосфора подвергаются гидролизу. Продукты, образующиеся в данных реакциях, зависят от степеней окисления элементов, образующих эти вещества. Степени окисления элементов в этом случае не меняются:

Mg ₃ P ₂ + 6 HCl = 3 MgCl ₂ + 2 PH ₃ ↑ - с кислотой

PCl ₅ + 8KOH = K ₃ PO ₄ + 5KCl + 4H₂O – со щелочью

Фосфин – бесцветный газ, с запахом тухлой рыбы, ядовит.

Фосфин, подобно аммиаку, образует ион фосфония PH ₄ + и проявляет основные свойства, но во много раз слабее него. Реагирует с сильными безводными кислотами:

На воздухе фосфин самовоспламеняется :

PH ₃ + 2O ₂ = H ₃ PO _4, в зависимости от условий может получиться и так:

Фосфин является восстановителем.

Ответьте на вопросы и выполните задания:

7. Какой вид химической связи и тип строения вещества характерен для фосфина?

8. В чем схожесть фосфина с аммиаком?

9. У какого вещества основные свойства сильнее, аммиака, или фосфина?

10. Выберите вещества, с которыми реагирует фосфин:

11. Докончите уравнения реакций:

ü Оксиды фосфора обладают кислотными свойствами.

P ₂ O ₃

P ₂ O ₅

Реагирует с водой и щелочами.

Характерны все свойства кислотных оксидов.

P ₂ O ₅ + 3 H ₂ O = t 2 H ₃ PO ₄ – с избытком горячей воды.

В недостатке воды получается пирофосфорная кислота: P ₂ O ₅ + 3 H ₂ O = t 2 H ₄ P ₂ O ₇

- со щелочами:

P ₂ O ₅ + 2 KOH + H ₂ O = 2 KH ₂ PO ₄ – в зависимости от соотношения реагентов

-с основными оксидами:

Самовоспламеняется на воздухе.

Обладает сильными водоотнимающими свойствами, используется как осушитель и для дегидратации:

P ₂ O ₅ + 2HNO ₃ = 2HPO ₃ + N ₂ O ₅

P ₂ O ₅ + H ₂ SO ₄ = 2HPO ₃ + SO ₃

Ответьте на вопросы и выполните задания:

12. Какой из оксидов фосфора устойчивый?

13. Какой из оксидов фосфора может быть как окислителем так и восстановителем?

14. Почему оксид фосфора ( V ) используется для осушения веществ?

15. Выберите вещества, с которыми реагирует оксид фосфора ( V ):

16. Докончите уравнения реакций:

ü Ортофосфорная кислота.

Фосфор образует несколько кислот:

трехосновная двухосновная одноосновная

- Получение в промышленности.

Обработка природных фосфатов концентрированной серной кислотой:

- физические свойства.

Фосфорная кислота - бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

- Химические свойства.

Ортофосфорная кислота – кислота средней силы. Диссоциирует ступенчато:

H ₂ PO ₄ – ⇄ H + + HPO ₄ 2– по второй и третьей ступени как слабый электролит

Проявляет общие свойства кислот.

-Реагирует с металлами до Н:

3 Zn + 2 H ₃ PO ₄ = t Zn ₃ ( PO ₄ ) ₂ ↓ + 3 H ₂ ↑ - при нагревании.

Со многими металлами H ₃ PO ₄ не реагирует из-за образования плотной фосфатной пленки:

2Fe +2 H ₃ PO ₄ ≠ 2FePO₄ ↓ + 3 H ₂ ↑ - реакция как начинается, так сразу же и прекращается.

Это свойство используется для очистки ржавчины и фосфатирования изделий из железа.

-Реагирует с основными оксидами и амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами , аммиаком:

H ₃ PO ₄ + Na ОН = Na H ₂ РО ₄ + H ₂ O – могут образоваться и кислые соли

- Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.):

2Н ₃ PO ₄ + 3 Na ₂ CO ₃ = 2 Na ₃ PO ₄ + 3 CO ₂ ↑ + 3 H ₂ O

Ответьте на вопросы и выполните задания:

17. При каких условиях из P ₂ O ₅ получается ортофосфорная кислота ?

18. Почему ортофосфорная кислота не реагирует со многими металлами, находящимися в ряду активности до водорода?

19. Выберите вещества, с которыми реагирует фосфорная кислота:

Са(ОН) ₂ , HCl , Na H ₂ РО ₄ , O ₂ , Na ₃ РО₄, Na ₂ НРО ₄ , NaOH , Na ₂ S , Ca₃(PO₄)₂, С aCO ₃

20. Докончите уравнения осуществимых реакций:

Cu + H ₃ PO ₄ = Н ₃ PO ₄ + Na₂CO ₃ =

ü Соли ортофосфорной кислоты.

Большинство фосфатов нерастворимы в воде, растворимы лишь фосфаты щелочных металлов и аммония. Хорошо растворимы дигидрофосфаты.

Например, Ca ₃ ( PO ₄ ) ₂ – фосфорит нерастворим в воде, как удобрение медленно усваивается растениями; CaHPO₄ – преципитат малорастворимый в воде; Ca ( H ₂ PO ₄ ) ₂ – суперфосфат растворимый в воде, хорошо усваивается растениями.

- Реакции с щелочами, кислотами, кислотными оксидами и другими солями:

Кислые и средние соли фосфорной кислоты могут взаимно превращаться друг в друга при добавлении щелочи или кислоты:

-Качественная реакция на фосфаты – реакция с нитратом серебра ( I ). При этом выпадает желтый осадок Ag₃PO₄ не растворимый в аммиачной воде, но растворимый в азотной кислоте.

Na ₃ PO ₄ + 3AgNO ₃ = Ag ₃ PO ₄ ↓ + 3 Na NO ₃

ü Применение фосфора и его соединений.

P - в производстве спичек;

P ₂ O ₅ - как осушитель и для дегидратации;

H ₃ PO ₄ – производство минеральных удобрений, преобразователь ржавчины, фосфатирование железных изделий, добавка к напиткам;

Ca ₃ ( PO ₄ ) ₂ – производство фосфорной кислоты, минеральных удобрений, фосфора;

Na ₃ PO ₄ – умягчитель воды.

Выполните задания:

21. Выберите вещества, с которыми реагирует фосфат калия:

СО ₂ , HNO ₃ , Na H ₂ РО ₄ , O ₂ , Na ₃ РО₄, Na ₂ НРО ₄ , NaOH , Na ₂ S , Ca₃(PO₄)₂, С aCO ₃

22. Докончите уравнения осуществимых реакций:

Cu + H ₃ PO ₄ = Н ₃ PO ₄ + Na₂CO ₃ =

23. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

из которых это вещество может взаимодействовать:

2) Hg, NaOH, P ₂ O ₃

Г) P ₂ O ₅

24. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

Читайте также:

  
• Как сделать прошивку на флешке
  
• Как сделать протяжку в excel
  
• Как сделать удобрение из костей
  
• Как сделать пельмени в пельменнице
  
• Как сделать приворот на общение