Ступінь окиснення hno3 дорівнює. Метод електронного балансу у доступному викладі. Взаємодія металів із сірчаною кислотою

А. H2S Б.SO3 В.H2SO3

2. Ступінь окиснення вуглецю в карбонаті кальцію дорівнює:
А. -4 Б.+2 В.+4

3. Речовина, в якій рівень окислення фосфору дорівнює нулю:
А. P4 Б.PH3 В.P2O5

4.Окислювально-відновною є реакція, рівняння якої:
А.2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Б.H2+Cl2=2HCl В.NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

5. Окислювачем у хімічній реакції, CuO+H2=Cu+H2O є:
А.H20 Б.Cu2+ В.O2- Г.Cu0

6. Ступінь окиснення хлору зменшується в ряду:
А.Cl2– HCl–HClO Б.NaCl–Cl2–KClO3 В.HClO4–NaClO2–BaCl2

7.Процес переходу, схема якого N-3→N+2 є:
А. Відновленням
Б. Окисленням
В. Чи не окисно-відновним процесом.

8. У рівнянні реакції S+O2→SO2 число електронів, відданих окислювачем, дорівнює:
А. 2 Б.4 В.6

9. Фосфор у ступені окислення 0 може бути:
О. Тільки відновником
Б. Тільки окислювачем
В.Окислювачем та відновником

10. Проста речовина - неметал, що володіє найбільш сильними окисними властивостями:
А. Br2
Б. Cl2
Ст F2

Частина Б.
11. Складіть формули оксиду азоту (III) та оксиду азоту (V)

12. Розставте коефіцієнти у схемі реакції методом електронного балансу:
Ca + O2 = CaO
Назвіть процеси окислення та відновлення, та вкажіть окислювач та відновник.

13. Розташуйте формули хімічних сполук: CH4, CO2, CO – у порядку зменшення ступенів окиснення атомів вуглецю.

14. За схемою Сu+2 + 2ē → Cu0 складіть рівняння хімічної реакції та розгляньте її з погляду ОВР.

15. Доповніть фразу: "Відновлення - це ...."

1) допишіть рівняння реакцій, вкажіть ступеня окислення елементів та розставте коефіцієнти методом електронного балансу: Са+О2 ->, N2+H2 ->. 2)

визначте рівень окислення кожного елемента, розставте коефіцієнти методом електронного балансу: KCIO3+S -> KCI+SO2. 3) визначте будь ласка ступінь окислення сірки у таких сполуках: H2SO4, SO2, H2S, SO2, H2SO3. 4 у бік атомів якого хімічного елемента зміщуються загальні електронні пари в молекулах наступних сполук: H2O, HI, PCI3, H3N, H2S, CO2? дайте будь ласка обґрунтовану відповідь! 5) скажіть, чи змінюються ступеня окиснення атомів при утворенні води з водню та кисню? 6) напишіть рівняння електролітичної дисоціації: нітрату міді, соляної кислотти, сульфату алюмінію, гідроксиду барію, сульфату цинку. 7) будь ласка напишіть молекулярні та іонні рівняння реакцій між розчинами: гідроксиду літію та азотної кислоти, нітрату міді та гідроксиду натрію, карбонату калію та фосфорної кислоти. 8) при взаємодії розчинів яких речовин одним із продуктів реакції є вода? K2CO3 та HCI: Ca(OH)2 та HNO3: NaOH та H2SO4: NaNO3 та H2SO4? напишіть будь ласка рівняння реакцій у молекулярній та іонній формулах. 9) які з перерахованих солей піддаються гідролізу при розчиненні у воді: хлорид алюмінію, сульфід калію, хлорид натрію? Напишіть рівняння, що відповідають гідролізу.

За звичайних умов азотна кислота являє собою безбарвну рідину (щільність 1,52 г/см 3 ), киплячу при 82,6 o C, а при температурі (-41,6 o C), що твердне в прозору кристалічну масу. Брутто-формула – HNO 3 . Молярна вага - 93 г/моль. Будова молекули азотної кислоти наведено на рис. 1.

Азотна кислота поєднується з водою в будь-яких співвідношеннях. Є сильним електролітом, тобто. у водному розчині практично повністю дисоціює на іони. В ОВР виявляє себе у ролі окислювача.

Рис. 1. Будова молекули азотної кислоти із зазначенням валентних кутів між зв'язками та довжинами хімічних зв'язків.

HNO3, ступеня окиснення елементів у ній

Щоб визначити ступеня окиснення елементів, що входять до складу азотної кислоти, спочатку необхідно розібратися з тим, для яких елементів ця величина точно відома.

Ступені окиснення водню та кисню у складі неорганічних кислот завжди рівні (+1) та (-2) відповідно. Для знаходження ступеня окиснення азоту приймемо її значення за «х» і визначимо його за допомогою рівняння електронейтральності:

(+1) + х + 3×(-2) = 0;

1 + х - 6 = 0;

Значить ступінь окиснення азоту в азотній кислоті дорівнює (+5):

H +1 N +5 O -2 3 .

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

З'єднання зі ступенем окиснення -3.З'єднання азоту в ступені окислення -3 представлені аміаком та нітридами металів.

Аміак- NH 3 – безбарвний газ із характерним різким запахом. Молекула аміаку має геометрію тригональної піраміди з атомом азоту на вершині. Атомні орбіталі азоту знаходяться в sp 3-гібридному стані. Три орбіталі задіяні у освіті зв'язків азот-водень, а четверта орбіталь містить неподілену електронну пару, молекула має пірамідальну форму. Відштовхуюча дія неподіленої пари електронів призводить до зменшення валентного кута від очікуваного 109,5 до 107,3°.

При температурі -33,4 °С аміак конденсується, утворюючи рідину з дуже високою теплотою випаровування, що дозволяє використовувати його як холодоагент у промислових холодильних установках.

Наявність в атома азоту неподіленої електронної пари дозволяє йому утворити ще один ковалентний зв'язок за механізмом донорно-акцепторного. Таким чином, у кислому середовищі відбувається утворення молекулярного катіону амонію - NH 4 + . Утворення четвертого ковалентного зв'язку призводить до вирівнювання валентних кутів (109,5°) за рахунок рівномірного відштовхування атомів водню.

Рідкий аміак хороший розчинник, що самоіонізується:

2NH 3 NH 4 + + NH 2 -

амід-аніон

У ньому розчиняються лужні та лужноземельні метали, утворюючи забарвлені струмопровідні розчини. У присутності каталізатора (FeCl 3) розчинений метал реагує з аміаком з виділенням водню та утворенням аміду, наприклад:

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

амід натрію

Аміак дуже добре розчинний у воді (при 20 ° С в одному об'ємі води розчиняється близько 700 об'ємів аміаку). У водних розчинах виявляє властивості слабкої основи.

NH 3 + H 2 O ® NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -

= 1,85 · 10 -5

В атмосфері кисню аміак горить із заснуванням азоту, на платиновому каталізаторі аміак окислюється до оксиду азоту(II):

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Як основа аміак реагує з кислотами, утворюючи солі катіону амонію, наприклад:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Солі амонію добре розчиняються у воді і слабо гідролізовані. У кристалічному стані термічно нестійкі. Склад продуктів термолізу залежить від властивостей кислоти, що утворює сіль:

NH 4 Cl ® NH 3 + HCl; (NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4)HSO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

При дії на водні розчини солей амонію лугів при нагріванні виділяється аміак, що дозволяє використовувати дану реакцію як якісну на солі амонію та як лабораторний метод отримання аміаку.

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 О

У промисловості аміак одержують прямим синтезом.

N 2 + 3H 2 2NH 3

Оскільки реакція сильно оборотна, синтез ведуть за підвищеного тиску (до 100 мПа). Для прискорення процес проводять у присутності каталізатора (губчасте залізо, промотоване добавками) і за нормальної температури близько 500 °З.

Нітрідиутворюються в результаті реакцій багатьох металів та неметалів з азотом. Властивості нітридів закономірно змінюються у періоді. Наприклад, для елементів третього періоду:

Нітриди s-елементів І та ІІ груп являють собою кристалічні солеподібні речовини, що легко розкладаються водою з утворенням аміаку.

Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

З нітридів галогенів у вільному стані виділено лише Cl 3 N, кислотний характер проявляється у реакції з водою:

Cl 3 N + 3H 2 O = 3HClO + NH 3

Взаємодія нітридів різної природи призводить до утворення змішаних нітридів:

Li 3 N + AlN = Li 3 AlN 2; 5Li 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GeN 3

нітридоалюмінат нітрідогерманат(IV) літію

Нітриди ВN, AlN, Si 3 N 4 , Ge 3 N 4 – тверді полімерні речовини з високими температурами плавлення (2000-3000 °С), вони є напівпровідниками або діелектриками. Нітриди d-металів - кристалічні сполуки змінного складу (бертоліди), дуже тверді, тугоплавкі та хімічно стійкі, виявляють металеві властивості: металевий блиск, електропровідність.

З'єднання зі ступенем окиснення -2.Гідразин - N 2 H 4 - найважливіша неорганічна сполука азоту в ступені окислення -2.

Гідразин є безбарвною рідиною, з температурою кипіння 113,5 °С, що димиться на повітрі. Пари гідразину надзвичайно отруйні і утворюють із повітрям вибухоподібні суміші. Отримують гідразин, окислюючи аміак гіпохлоритом натрію:

2N -3 H 3 + NaCl +1 O = N 2 -2 H 4 + NaCl -1 + H 2 O

Гідразин змішується з водою в будь-яких співвідношеннях і в розчині поводиться як слабка двокислотна основа, утворюючи два ряди солей.

N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH-, K b = 9,3×10 -7;

катіон гідрозонія

N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2+ + OH-, K b = 8,5×10 -15;

катіон дигідрозонія

N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2

хлорид гідрозонію дихлорид дигідрозонію

Гідразин найсильніший відновник:

4KMn +7 O 4 + 5N 2 -2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 0 + 4Mn +2 SO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O

Несиметричний диметилгідразин (гептил) широко застосовується як ракетне паливо.

З'єднання зі ступенем окиснення -1.Гідроксиламін - NH 2 OH - основна неорганічна сполука азоту в ступені окислення -1.

Отримують гідроксиламін відновленням азотної кислоти воднем у момент виділення при електролізі:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

Це безбарвна кристалічна речовина (т.пл. 33 °С), добре розчинна у воді, в якій виявляє властивості слабкої основи. З кислотами дає солі гидроксиламмония – стійкі безбарвні речовини, розчинні у питній воді.

NH 2 OH + H 2 O + + OH - , K b = 2×10 -8

іон гідроксиламонія

Атом азоту в молекулі NH 2 OН виявляє проміжний ступінь окиснення (між -3 і +5) тому гідроксиламін може виступати як у ролі відновника, так і в ролі окисника:

2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH = N 0 2 + 2KI + 4H 2 O;

відновник

2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

окислювач

NH 2 OН легко розкладається при нагріванні, піддаючись диспропорціонування:

3N -1 H 2 OH = N 0 2 + N -3 H 3 + 3H 2 O;

З'єднання зі ступенем окиснення +1. Оксид азоту(I) - N 2 O (закис азоту, що веселить газ). Будова його молекули можна передати резонансом двох валентних схем, які показують, що розглядати цю сполуку як оксид азоту(I) можна лише формально, реально це оксонітрид азоту(V) - ON +5 N -3 .

N 2 O - безбарвний газ із слабким приємним запахом. У малих концентраціях викликає напади нестримних веселощів, у великих дозах надає загальну анестезуючу дію. Суміш закису азоту (80%) та кисню (20%) використовувалася в медицині для наркозу.

В лабораторних умовах оксид азоту (I) можна отримати розкладання нітрату амонію. N 2 O, отриманий даним методом, містить домішки вищих оксидів азоту, які є надзвичайно токсичними!

NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O

за хімічним властивостямоксид азоту(I) типовий несолетворний оксид, з водою, кислотами та лугами не реагує. При нагріванні розкладається з утворенням кисню та азоту. З цієї причини N 2 O може виступати в ролі окислювача, наприклад:

N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +2. Оксид азоту(II) - NO - безбарвний газ, надзвичайно токсичний. На повітрі швидко окислюється киснем із заснуванням щонайменше токсичного оксиду азоту(IV). У промисловості NO отримують окисленням аміаку на платиновому каталізаторі або пропускаючи повітря через електричну дугу (3000-4000 °С).

4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6H 2 О; N 2 + O 2 = 2NO

Лабораторним методом одержання оксиду азоту(II) є взаємодія міді із розведеною азотною кислотою.

3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Оксид азоту(II) - несолетворний оксид, сильний відновник, легко реагує з киснем та галогенами.

2NO + O 2 = 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl

хлористий нітрозил

У той же час, при взаємодії із сильними відновниками NO виконує функцію окислювача:

2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O; 10NO + 4Р = 5N 2 + 2Р 2 O 5

З'єднання зі ступенем окиснення +3. Оксид азоту(III) - N 2 O 3 - рідина інтенсивно синього кольору (т.кр. -100 ° С). Стійкий тільки в рідкому та твердому стані за низьких температур. Очевидно, існує у двох формах:

Отримують оксид азоту(III) спільною конденсацією парів NO та NO 2 . У рідині та в парах дисоціює.

NO 2 + NO N 2 O 3

За властивостями типовий кислотний оксид. Реагує з водою, утворюючи азотну кислоту, з лугами утворює солі - нітрити.

N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2; N 2 O 3 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2 O

Азотиста кислота- Кислота середньої сили (K a = 1×10 -4). У чистому вигляді не виділено, у розчинах існує у двох таутомерних формах (таутомери - ізомери, що знаходяться в динамічній рівновазі).

нітрито-форма нітро-форма

Солі азотистої кислоти є стійкими. Нітрит-аніон виявляє яскраво виражену окисно-відновну двоїстість. Залежно від умов, він може виконувати як функцію окислювача, так і функцію відновника, наприклад:

2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

окислювач

KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

відновник

Азотиста кислота та нітрити схильні до диспропорціонування:

3HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +4. Оксид азоту(IV) – NO 2 – бурий газ, з різким неприємним запахом. Надзвичайно токсичний! У промисловості NO 2 одержують окисленням NO. Лабораторним методом одержання NO 2 є взаємодія міді з концентрованою азотною кислотою, а також термічне розкладання нітрату свинцю.

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2

Молекула NO 2 має один неспарений електрон і є вільним стабільним радикалом, тому оксид азоту легко димеризується.

Процес димеризації оборотний і дуже чутливий до температури:

парамагнітний, діамагнітний,

бурий безбарвний

Діоксид азоту - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, утворюючи суміш азотної та азотистої кислоти (змішаний ангідрид).

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3; 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

З'єднання зі ступенем окиснення +5. Оксид азоту(V) - N 2 O 5 - біла кристалічна речовина. Виходить дегідратацією азотної кислоти або окисленням оксиду азоту(IV) озоном:

2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3; 2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

У кристалічному стані N 2 O 5 має солеподібну будову - + - , У парах (т.возг. 33 ° С) - молекулярне.

N 2 O 5 - кислотний оксид - ангідрид азотної кислоти:

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

Азотна кислота- HNO 3 - безбарвна рідина з температурою кипіння 84,1 ° С, при нагріванні та на світлі розкладається.

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Домішки діоксиду азоту надають концентрованої азотної кислоти жовто-бурого забарвлення. З водою азотна кислота поєднується в будь-яких співвідношеннях і є однією з найсильніших мінеральних кислот, в розчині повністю дисоціює.

Будова молекули азотної кислоти описується такими структурними формулами:

Складнощі з написанням структурної формули HNO 3 викликані тією обставиною, що, виявляючи в даному поєднанні ступінь окислення +5, азот, як елемент другого періоду, може утворити лише чотири ковалентні зв'язки.

Азотна кислота – один із найсильніших окислювачів. Глибина її відновлення залежить багатьох чинників: концентрація, температура, відновник. Зазвичай при окисненні азотною кислотою утворюється суміш продуктів відновлення:

HN +5 O 3 ® N +4 O 2 ® N +2 O ® N +1 2 O ® N 0 2 ® +

Превалюючим продуктом окиснення концентрованою азотною кислотою неметалів та неактивних металів є оксид азоту(IV):

I 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O;

Pb + 4HNO 3 (конц) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Концентрована азотна кислота пасивує залізо та алюміній. Алюміній пасивується навіть розведеною азотною кислотою. Азотна кислота будь-якої концентрації не діє на золото, платину, тантал, родій та іридій. Золото і платина розчиняється в царській горілці - суміші концентрованої азотної та соляної кислот у співвідношенні 1:3.

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Сильне окислюючу дію царської горілки зумовлено утворення атомарного хлору при розпаді хлористого нітрозілу - продукту взаємодії азотної кислоти з хлороводнем.

HNO 3 + 3HCl = Cl 2 + NOCl + 2H 2 O;

NOCl = NO + Cl×

Ефективним розчинником малоактивних металів є суміш концентрованої азотної та плавикової кислот.

3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O

Розведена азотна кислота при взаємодії з неметалами та малоактивними металами відновлюється переважно до оксиду азоту(II), наприклад:

3P + 5HNO 3 (розб) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO;

3Pb + 8HNO 3 (розб) = 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Активні метали відновлюють розведену азотну кислоту до N 2 O, N 2 або NH 4 NO 3 наприклад,

4Zn + 10HNO 3 (розб) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Основна маса азотної кислоти йде на виробництво добрив та вибухових речовин.

Отримують азотну кислоту в промисловості контактним або дуговим способом, що відрізняються першою стадією - одержанням оксиду азоту(II). Дуговий спосіб заснований на отриманні NO при пропущенні повітря через електричну дугу. У контактному способі NO одержують окисленням аміаку киснем на платиновому каталізаторі. Далі оксид азоту(II) окислюється до оксиду азоту(IV) киснем повітря. Розчиняючи NO 2 у воді у присутності кисню одержують азотну кислоту з концентрацією 60-65%.

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

При необхідності азотну кислоту концентрують перегонкою з концентрованою сірчаною кислотою. У лабораторії 100% азотну кислоту можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на кристалічний нітрат натрію при нагріванні.

NaNO 3 (кр) + H 2 SO 4 (конц) = HNO 3 + NaHSO 4

Солі азотної кислоти- нітрати - добре розчиняються у воді, термічно нестійкі. Розкладання нітратів активних металів (виключаючи літій), що стоять у ряді стандартних електродних потенціалів лівіше магнію, призводить до утворення нітритів. Наприклад:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

При розкладанні нітратів літію, магнію, а також нітратів металів, розташованих у ряді стандартних електродних потенціалів правіше магнію, аж до міді, виділяється суміш оксиду азоту(IV) та кисню. Наприклад:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нітрати металів, розташованих наприкінці низки активності, розкладаються до вільного металу:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Нітрати натрію, калію та амонію широко використовуються для виробництва пороху та вибухових речовин, а також як азотні добрива (селітри). Як добрива використовують також сульфат амонію, аміачну воду та карбамід (сечовину) - повний амід вугільної кислоти:

Азид водню(Днітрідонітрат) - HN 3 (HNN 2) - безбарвна летюча рідина (т.пл. -80 ° С, т.кип. 37 ° С) з різким запахом. Центральний атом азоту знаходиться в sp-гібридизації, ступінь окиснення +5, сусідні з ним атоми мають ступінь окиснення -3. Структура молекули:

Водний розчин HN 3 - азотистоводнева кислота за силою близька до оцтової K a = 2,6×10 -5 . У розведених розчинах стійка. Її отримують взаємодією гідразину та азотистої кислоти:

N 2 Н 4 + HNO 2 = HN 3 + 2Н 2

За окисними властивостями HN 3 (HN +5 N 2) нагадує азотну кислоту. Так, якщо при взаємодії металу з азотною кислотою утворюються оксид азоту(II) і вода, то з азотистоводневою кислотою – азот та аміак. Наприклад,

Cu + 3HN +5 N 2 = Cu(N 3) 2 + N 2 0 + NH 3

Суміш HN 3 і HCl веде себе подібно до царської горілки. Солі азотистоводневої кислоти – азиди. Щодо стійкі лише азиди лужних металів, за температури > 300 °З вони руйнуються без вибуху. Інші розпадаються з вибухом при ударі або нагріванні. Азид свинцю використовують у виробництві детонаторів:

Pb(N 3) 2 = Pb + 3N 2 0

Вихідним продуктом для отримання азидів є NaN 3 який утворюється в результаті реакції аміду натрію і оксиду азоту(I):

NaNH 2 + N 2 O = NaN 3 + H 2 O

4.2.Фосфор

Фосфор представлений у природі одним ізотопом – 31 Р, кларк фосфору дорівнює 0,05 мол.%. Зустрічається як фосфатних мінералів: Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, Ca 5 (PO 4) 3 X (X = F,Cl,OH) - апатити. Входить до складу кісток та зубів тварин і людини, а також до складу нуклеїнових кислот (ДНК та РНК) та аденозинфосфорних кислот (АТФ, АДФ та АМФ).

Отримують фосфор відновленням фосфориту коксом у присутності діоксиду кремнію.

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

Проста речовина – фосфор – утворює кілька алотропних модифікацій, з яких основними є білий, червоний та чорний фосфор. Білий фосфор утворюється при конденсації парів фосфору і є білою воскоподібною речовиною (т.пл. 44 °С), нерозчинною у воді, розчинною в деяких органічних розчинниках. Білий фосфор має молекулярну будову та складається з тетраедричних молекул P 4 .

Напруженість зв'язків (валентний кут P-P-Pстановить лише 60°) обумовлює високу реакційну здатність та токсичність білого фосфору (смертельна доза близько 0,1 г). Оскільки білий фосфор добре розчинний у жирах, як антидот при отруєнні не можна застосовувати молоко. На повітрі білий фосфор мимовільно спалахує, тому зберігають його в герметично упакованому хімічному посуді під шаром води.

Червоний фосфор має полімерну будову. Виходить при нагріванні білого фосфору або опроміненні світлом. На відміну від білого фосфору малореакційний і нетоксичний. Однак залишкові кількості білого фосфору можуть надавати токсичність червоному фосфору!

Чорний фосфор виходить під час нагрівання білого фосфору під тиском 120 тис.атм. Має полімерну будову, має напівпровідникові властивості, хімічно стійкий і нетоксичний.

Хімічні властивості. Білий фосфор мимовільно окислюється киснем повітря за кімнатної температури (окислення червоного і чорного фосфору йде при нагріванні). Реакція протікає у два етапи та супроводжується світінням (хемілюмінесценція).

2P + 3O 2 = 2P 2 O 3; P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

Ступінчасто відбувається також взаємодія фосфору з сіркою та галогенами.

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

При взаємодії з активними металами фосфор виступає у ролі окислювача, утворюючи фосфіди - сполуки фосфору ступенем окислення -3.

3Ca + 2P = Ca 3 P 2

Кислотами-окислювачами (азотна та концентрована сірчана кислоти) фосфор окислюється до фосфорної кислоти.

P + 5HNO 3 (кінець) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

При кип'ятінні з розчинами лугів білий фосфор диспропорціонує:

4P 0 + 3KOH + 3H 2 O = P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

фосфін гіпофосфіт калію