Влаборатории кислород можно получить следующими способами: 1) разложение перекиси водорода в присутствии катализатора (оксида марганца 2) разложение бертолетовой соли (хлората калия): 3) разложение перманганата калия: в промышленности кислород получают из воздуха, в котором его содержится около 20% по объему. воздух сжижают под давлением и при сильном охлаждении. кислород и азот (второй основной компонент воздуха) имеют разные температуры кипения. поэтому их можно разделить перегонкой: азот имеет более низкую температуру кипения, чем кислород, поэтому азот испаряется раньше кислорода.отличия промышленных и лабораторных способов получения кислорода: 1) все лабораторные способы получения кислорода , то есть при этом происходит превращение одних веществ в другие. процесс получения кислорода из воздуха — процесс, поскольку превращение одних веществ в другие не происходит. 2) из воздуха кислорода можно получать в гораздо больших количествах.
Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р3- 0,186 нм, Р3+ 0,044 нм (координационное число 6) и Р5+— 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу 2,10. Неметалл. Получение Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема: 2Са3(РО4)2 + 6SiO2 + 10C = P4 + 6CaSiO3 + 10CO 4Са5(РО4)3F +21SiO2 +30C = 3P4 + 20CaSiO3 + 30CO + SiF4 Выделяющиеся пары Р4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н3РО4: Р4 + 14Н2О = 4Н3РО4 + 8Н2 При десублимации паров Р4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы. Химические свойства Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P2O5, который образует димеры Р4О10 и тетрамеры Р8О20. При недостатке кислорода получается P2O3. Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется. Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО3)n. При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н3РО4: Р4О10 + 2Н2О = (НРО3)4; (НРО3)4 + 4Н2О = 4Н3РО4 или Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I — только триодид РI3. Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н3РО4, фосфористой Н3РО3 и галогеноводородной кислот: РСl5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НСl PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF3, РОСl3 и РОBr3. С серой фосфор образует сульфиды Р4S3, Р4S5, Р4S7, Р4S10. Известны оксисульфиды фосфора: P2O3S2, P2O2S3, P4O4S3, P6O10S5, P4O4S3. Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC3). С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН3: 4Р + 3КОН +3Н2О = 3КН2РО2 + РН3 Как примесь при этом образуется также дифосфин Р2Н4. Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы. Фосфин РН3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH3, но менее устойчив. Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М3Р2,разлагающиеся при контакте с водой: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2+ 2PH3, Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3 Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn3P, FeP, Ni2P. Фосфор входит в состав неорганических кислот.Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот.
Получение
Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема:
2Са3(РО4)2 + 6SiO2 + 10C = P4 + 6CaSiO3 + 10CO
4Са5(РО4)3F +21SiO2 +30C = 3P4 + 20CaSiO3 + 30CO + SiF4
Выделяющиеся пары Р4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н3РО4:
Р4 + 14Н2О = 4Н3РО4 + 8Н2
При десублимации паров Р4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.
Химические свойства
Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P2O5, который образует димеры Р4О10 и тетрамеры Р8О20. При недостатке кислорода получается P2O3. Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.
Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО3)n. При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н3РО4:
Р4О10 + 2Н2О = (НРО3)4; (НРО3)4 + 4Н2О = 4Н3РО4
или Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4
Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I — только триодид РI3. Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н3РО4, фосфористой Н3РО3 и галогеноводородной кислот:
РСl5 + 4Н2О = Н3РО4 + 5НСl
PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI
Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF3, РОСl3 и РОBr3.
С серой фосфор образует сульфиды Р4S3, Р4S5, Р4S7, Р4S10. Известны оксисульфиды фосфора: P2O3S2, P2O2S3, P4O4S3, P6O10S5, P4O4S3. Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC3).
С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН3:
4Р + 3КОН +3Н2О = 3КН2РО2 + РН3
Как примесь при этом образуется также дифосфин Р2Н4. Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.
Фосфин РН3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH3, но менее устойчив.
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М3Р2,разлагающиеся при контакте с водой:
Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2+ 2PH3,
Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3
Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn3P, FeP, Ni2P.
Фосфор входит в состав неорганических кислот.Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот.