Как называются соединения фосфора с металлами


Фосфор. Химия фосфора и его соединений

 

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой 
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства

Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов

Оксиды фосфора
 1. Оксид фосфора (III) 
 2. Оксид фосфора (V) 

Фосфорная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 

3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты 
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы

Фосфористая кислота 

Соли фосфорной кислоты

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация  фосфора в основном состоянии:

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Электронная конфигурация  фосфора в возбужденном состоянии:

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на  переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P4. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка , а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть.  Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

 

Белый фосфор:

 

 

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

 

 

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

 

 

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300оС без доступа воздуха.

 

 

Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

 

 

Черный фосфор:

 

 

Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.

 

 

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca3(PO4)2), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

 

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Степень окисления Типичные соединения
+5 оксид фосфора (V) P2O5

ортофосфорная кислота H3PO4

метафосфорная кислота HPO3

пирофосфорная кислота H4P2O7

фосфаты MePO4

Гидрофосфаты MeНРО4

Дигидрофосфаты MeН2РО4

Галогенангидриды: PОCl3, PCl5

+3 Оксид фосфора (III) P2O3

Фосфористая кислота H3PO3

Фосфиты MeHPO3

Галогенангидриды: PCl3

+1 Фосфорноватистая кислота H3PO2

Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты:

MeH2PO2

-3 Фосфин PH3

Фосфиды металлов MeP

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

Ca3(PO4)2    +   3SiO2   +   5C     →  3CaSiO3    +    5CO    +    2P

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.

4HPO3   +  10C    →    P4  +  2H2O   +   10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

 

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P    +   3O2    →  2P2O3

4P    +   5O2    →  2P2O5

Горение белого фосфора:

 

Горение красного фосфора:

 

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой  PHal3 и PHal5:

2P    +   3Cl2    →  2PCl3

2P    +   5Cl2    →  2PCl5

Фосфор реагирует с бромом:

 

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

2P    +   3S   →   P2S3

2P    +   5S   →   P2S5

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

2P    +   3Ca   →   Ca3P2

2P    +   3Mg   →   Mg3P2

Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P    +   3Na   →  Na3P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3      +    P     →   H3PO4     +   5NO2↑    +    H2O

5HNO3      +    3P     +    2H2O   →    3H3PO4     +   5NO↑

Серная кислота также окисляет фосфор:

2P    +    5H2SO4  →  2H3PO4   +  5SO2 + 2H2O

Соединения хлора, например, бертолетова соль,  также окисляют фосфор:

 

6P     +   5KClO3    →   3P2O5   +   5KCl

 

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

 

 

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):

2P    +   5Ag2O   →   P2O5    +   10Ag

 

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

 

4P    +   3KOH   +   3H2O   →   3KH2PO2   +   PH3↑   или

P4    +    3KOH    +   3H2O   →   3KH2PO2    +   PH3

Или с гидроксидом кальция:

8P      +    3Ca(OH)  +    6H2O   →   3Ca(H2PO2)2   +   2PH3↑  

 

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH3 – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5о.

 У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.

 

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Ca3P2    +   6H2O  →   3Са(ОН)2    +   2PH3

Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:

Mg3P2      +   6HCl →   3MgCl2    +   2PH3

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

4P    +   3KOH   +   3H2O   →   3KH2PO2   +   PH3

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.

Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

PH3   +   HI   →  PH4I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

2PH3    +   4O2  →   P2O5   +   3H2O

PH3    +   2O2  →   H3PO4

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

PH3    +   8HNO3  →   H3PO4   +    8NO2    +  4H2O

Серная кислота также окисляет фосфин:

PH3    +  3H2SO4      →    H3PO4   +    3SO2    +  3H2O

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3    +   2PCl3    →   4P     +   6HCl 

 

Фосфиды

Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.

Способы получения фосфидов

Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.

Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:

2P    +   3Mg   →   Mg3P2

2P    +   3Ca   →   Ca3P2

Фосфор взаимодействует с натрием:

P    +   3Na   →  Na3P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Например, фосфид кальция разлагается водой:

Ca3P2    +   6H2O   →  3Са(ОН)2    +   2PH3

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Mg3P2      +   6HCl   →   3MgCl2    +   2PH3

2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.

 

Оксиды фосфора

Оксиды азота Цвет  Фаза Характер оксида
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид белый твердый кислотный
P2OОксид фосфора(V), фосфорный ангидрид белый твердый кислотный
Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) –  это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях.  Пары состоят из молекул P4O6.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:

4P    +   3O2    →  2P2O3

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P2O(P4O6) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P2O3 реакции диспропорционирования.

Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2О3    +   6Н2О (гор.)    →  РН  +   3Н3РО4

2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет свойства восстановителя.

Например, N2O окисляется кислородом:

Р2О3    +   О2  →  Р2О5

3. С другой стороны Р2О3  проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием  фосфористой кислоты:

Р2О3    +   3Н2О   →   2Н3РО3

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Р2О3    +  4KOH   →   2K2HРО3  +   H2O

 

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) –  это кислотный оксид.  В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4О10. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

4P    +   5O2    →   2P2O5

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

P2O5  +   H2SO4   → 2HPO3  +   SO3

P2O5   +  2HNO3  →  2HPO3  +  N2O5

P2O5   +   2CH3COOH   →   2HPO3  +   (CH3CO)2O

2. Фосфорный ангидрид  является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

P2O5   +   3H2O   →  2H3PO4 

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

P2O5   +   2H2O   →  2H4P2O7 

P2O5   +  H2O   →  HPO3

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь. 

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.

Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

P2O5   +   6NaOH   →   2Na3PO4  +   3H2O

P2O5   +   2NaOH   +   H2O   →  2NaH2PO4 

P2O5   +   4NaOH    →  2Na2HPO4  +   H2O

Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

P2O5   +   3BaO    →   Ba3(PO4)2

 

 Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H3PO4, мета-фосфорную HPO3, пиро-фосфорную H4P2O7.

Фосфорная кислота H3PO4 – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H4P2O7.

 

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO3, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

 

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

P2O5   +   3H2O    →    2H3PO4

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.).

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

Ca3(PO4)2(тв)    +  3H2SO4(конц)  →   2H3PO4   +   3CaSO4

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3      +    P     →   H3PO4     +   5NO2↑    +    H2O

 

Химические свойства

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая).

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

H3PO4  ⇄  H+ + H2PO4

H2PO4  ⇄  H+ + HPO42–

 HPO42– ⇄ H+ + PO43–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами

Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

2H3PO4    +   3MgO   →   Mg3(PO4)2   +   3H2O

Еще пример: при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

H3PO4    +   КОН     →     KH2РО4  +   H2O

H3PO4    +   2КОН      →     К2НРО4  +   2H2O

H3PO4    +   3КОН     →    К3РО4  +   3H2O

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.).  Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н3PO4   +   3NaHCO3   →   Na3PO4   +   CO2   +  3H2O

4. При нагревании H3PO4  до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:

2H3PO4   →  H2P2O7   +   H2O

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:

2H3PO4    +   3Mg   →    Mg3(PO4)2   +   3H2

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

2H3PO4   +   3NH3    →    NH4H2PO4     +   (NH4)2HPO4

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Н3PO4   +    3AgNO3    →   Ag3PO4↓  +   3НNO3

 

 

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе  (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

 

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H3PO3 — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Например, гидролизом хлорида фосфора (III):

PCl3   +   3H2O   →    H3PO3   +   3HCl

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Р2О3    +   3Н2О   →   2Н3РО3

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H3PO3  в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:

H3PO3  + 2NaOH → Na2HPO3   + 2H2O

2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р-3) и фосфорную кислоту (Р+5):

4H3PO3   →   3H3PO4  + PH3

3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.

Например, H3PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:

5H3PO3    +   2KMnO4   +   3H2SO4    →  5H3PO4   +   K2SO4    +   2MnSO4   +  3H2O

Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

H3PO3   +  HgCl2  + H2O →  H3PO4  + Hg + 2HCl

 

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра. 

K3PO4   +    3AgNO3    →   Ag3PO4↓  +   3KNO3

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:

Ca3(PO4)2    +   4H3PO4    →   3Ca(H2PO4)2

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

Ca3(PO4)2    +  2H2SO4  →   Ca(H2PO4)2   +   2CaSO4

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:

Ca3(PO4)2    +  8C   →   Ca3P2   +   8CO

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

3Ca3(PO4)2    +  16Al   →   3Ca3P2   +   8Al2O3

4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.

Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с  образованием дигидрофосфата калия:

K2HPO4    +   H3PO4  →  2KH2PO4

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

K2HPO4    +   KOH   →  K3PO4  +   H2O

5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.

Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:

NaH2PO4    +   2NaOH   →  Na3PO4  +   2H2O

Определение фосфора, Факты, Символ, Открытие, Собственность, Использование

Что такое фосфор

Фосфор (произношение: FOS-fer-es) представляет собой высокореакционный элемент, классифицируемый как неметалл, представленный химическим символом P [1, 2, 3] . В основном он существует в двух аллотропных формах, включая восковое белое твердое вещество и некристаллическое твердое вещество красного цвета, которое получают путем нагревания белого фосфора [3, 4, 5] .

Символ фосфора

Изотопы

Существует 24 изотопа фосфора, от 24 P до 47 P, из которых 31 P является стабильным [6] .В то время как большинство радиоактивных изотопов являются короткоживущими с периодами полураспада менее 2,5 минут, 33 P и 32 P являются самыми долгоживущими с периодами полураспада 25,34 дня и 14,263 дня соответственно [6] . Наименее стабильным среди 24 изотопов 15 P является 25 P, характеризующийся периодом полураспада менее 30 наносекунд [6] .

Где находится фосфор

Фосфор не встречается в природе свободно, но он образует соединения с другими элементами в минералах [1] .В основном его получают из фосфоритов, в том числе из апатит-фосфатного минерала [1] .

Белый фосфор коммерчески производится путем обработки фосфатной породы кремнеземом и углеродом в топливной или электрической печи [1] . Фосфор производится в виде пара, который собирается под водой [1] . Красный фосфор получают путем нагревания белой формы до 250 ° C в инертной атмосфере [1] .

В тройку крупнейших стран-производителей фосфора входят Китай, Мексика и Марокко, а в тройку крупнейших держателей запасов фосфора входят Марокко, Китай и США [1] .

фосфор

История

Происхождение названия : происходит от «фосфор», что по-гречески означает «несущий свет» [1]

Кто его открыл : Элемент был обнаружен немецким торговцем и алхимиком Хеннигом Брандом [1, 2] .

Когда и как было обнаружено

В 1669 году Хенниг Бранд обнаружил фосфор в Гамбурге путем кипячения мочи и последующего нагревания остатка, в результате чего образовался пары фосфора [1] .Затем он дистиллировал пары фосфора и собрал их после конденсации в воде [1] . Хенниг Бранд решил сохранить свое открытие в секрете, потому что считал, что он создал Философский камень, который можно использовать для превращения металлов в золото [1] .

Поскольку Хеннигу были нужны деньги, он продал их Дэниелу Крафт, который выставил их по всей Европе, привлекая внимание Роберта Бойля [1] . Он систематически изучал фосфор и выяснил его характеристики [1] .

Белый фосфор

Идентификация фосфора

Атомный номер 15 [1]
Номер CAS 7723-14-0 [1]
Позиция в таблице Менделеева Группа Период Блок
15 [1] 3 [1] п. [1]

Расположение фосфора в Периодической таблице

Свойства и характеристики фосфора

Общая недвижимость

Относительная атомная масса 30.974 [1]
Атомная масса 30,974 а.е.м. [1]
Молярная масса 30,9737620 ± 0,0000020 г / моль [7]
Молекулярный вес 30,974 г / моль [3]
Аллотропы Белый (желтый), Красный, Черный [1]

Физические свойства

Цвет Обычно белый или бледно-желтый [5]
Температура плавления / замерзания 44.15 ° C, 111,47 ° F [1]
Температура кипения 280,5 ° C, 536,9 ° F [1]
Плотность 1,823 г см -3 (белый) [1]
Состояние вещества при комнатной температуре (твердое тело / жидкость / газ) Цельный [1, 5]
Электропроводность 1 X 10 7 См / м [8]
Заряд -3 [9]
Теплопроводность 0.236 Вт / (м · К) [8]
Удельная теплоемкость 769 Дж кг -1 K -1 [1]
Объемный модуль 10,9 ГПа (красный), 4,9 ГПа (белый) [1]
Модуль сдвига Неизвестно [1]
Модуль Юнга Неизвестно [1]
Давление пара
- Температура (К) 400 600 800 1000 1200 1400 1600 1800 2000 2200 2400
- Давление (Па)

Химические свойства

Степени окисления 5, 3, -3 [1]
Изотопы Изотоп Масса Обилие (%) Период полураспада Форма распада
31 п 30.974 100

Орбитальная диаграмма для фосфора

Атомные данные фосфора (элемент 15)

Валентные электроны 5 [10]
Квантовые числа
- н 3 [10]
- 1 [10]
- м 1 [10]
- м с +1/2 [10]
Электронная конфигурация (конфигурация благородного газа) [Ne] 3s 2 3p 3 [1]
Атомная структура
- Количество электронов 15 [11]
- Количество нейтронов 16 [11]
- Число протонов 15 [11]
Радиус атома
- Атомный радиус 1.80 Å [1]
- Ковалентный радиус 1,09 Å [1]
Электроотрицательность (шкала Полинга) 2,19 [1]
Сродство к электрону 72.037 [1]
Энергия ионизации (кДж моль -1 ) 1 ул 2-я 3-й 4-я 5-я 6-й 7-я 8-я
1011.812 1907.467 2914.118 4963,582 6273.969 21267,395 25430,64 29871,9

Электронная конфигурация фосфора (модель Бора)

Что такое фосфор, используемый для

  • Его аллотропная белая форма используется в зажигательных бомбах и ракетах [1] .
  • Красный фосфор используется в производстве безопасных спичек и застревает на спичечных коробках, так что спички можно зажечь, ударив по ним [1, 5] .
  • Соединения фосфора обычно используются в удобрениях [1, 5] .
  • Фосфатные руды являются важным источником фосфата аммония [1] . Руды превращаются в фосфорную кислоту, а затем в фосфат аммония [1] .
  • Он также является важным ингредиентом при производстве стали, фосфористой бронзы и некоторых моющих средств [1, 5] . Однако его использование в моющих средствах в настоящее время прекращено в нескольких странах, поскольку он может накапливаться в природных источниках воды и вызывать рост нежелательных водорослей [1] .
  • Применяется в производстве тонкой фарфоровой посуды и специальных стекол [1] .
  • Фосфор - один из материалов, используемых для изготовления светодиодов (светоизлучающих диодов) [5] .

Красный фосфор

Токсичность и воздействие на здоровье

Избыток фосфата в организме человека может вызывать мягкие ткани, затвердевание органов или диарею [12] . Это также может повлиять на механизм усвоения вашим организмом других важных минералов, таких как цинк, кальций, магний и железо [12] .

Хотя слишком много фосфора токсично для вашего здоровья, слишком малое его количество может ослабить ваши зубы и кости, а также вызвать беспокойство, усталость и потерю аппетита [12] .

Это важное питательное вещество для растений, которое помогает им перемещаться через биосферу, литосферу и гидросферу, и этот цикл известен как цикл фосфора [5] .

Цикл фосфора

Интересные факты

  • Среднее количество фосфатов в организме человека, в основном в зубах и костях, оценивается в 750 г (26.5 унций) [4] .
  • Исследование 2013 года показало, что фосфор в земную кору мог быть принесен метеоритами [4] .
  • Высокий уровень фосфора в крови является признаком сердечных заболеваний [4] .
  • Поскольку белый фосфор существует в виде молекул, состоящих из четырех атомов, расположенных в тетраэдрической структуре, его графическое представление указывает на эту тетраэдрическую форму с помощью модели [1] в виде шарика и ручки.

Стоимость фосфора

Цена на чистый фосфор 0 $.3 на грамм [5] .

Список литературы

  1. http://www.rsc.org/periodic-table/element/15/phosphorus
  2. https://education.jlab.org/itselemental/ele015.html
  3. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/5462309#section=Top
  4. https://www.livescience.com/28932-phosphorus.html
  5. https://www.chemicool.com/elements/phosphorus.html
  6. https://education.jlab.org/itselemental/iso015.html
  7. https: // www.webqc.org/molecular-weight-of-Phosphorus.html
  8. http://periodictable.com/Elements/015/data.html
  9. http://www.cabrillo.edu/~aromero/Common%20Files/Periodic%20Table%20(Common%20Ionic%20Charges).pdf
  10. http://chemistry-reference.com/q_elements.asp?Symbol=P
  11. https://hobart.k12.in.us/ksms/PeriodicTable/phosphorus.htm
  12. https://www.healthline.com/health/phosphorus-in-diet#toomuch-phosphorus
.

фосфора | Определение, использование и факты

Фосфор (P) , неметаллический химический элемент семейства азота (группа 15 [Va] периодической таблицы), который при комнатной температуре представляет собой бесцветное, полупрозрачное, мягкое воскообразное твердое вещество, светящееся в темноте.

Encyclopædia Britannica, Inc.

Британская викторина

118 Названия и символы из таблицы Менделеева

Es

Свойства элемента
атомный номер 15
атомный вес 30.9738
точка плавления (белый) 44,1 ° C (111,4 ° F)
точка кипения (белый) 280 ° C (536 ° F)
плотность (белый) 1,82 грамм / см 3 при 20 ° C (68 ° F)
степени окисления −3, +3, +5
электронная конфигурация 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3

История

Арабские алхимики XII века могли случайно выделить элементарный фосфор, но записи остаются неясными.Фосфор, по-видимому, был открыт в 1669 году Хеннигом Брандом, немецким купцом, хобби которого была алхимия. Бранд оставил 50 ведер с мочой отстояться, пока они не разложились и не «размножились». Затем он сварил мочу до состояния пасты и нагрел ее с песком, тем самым извлекая из смеси элементарный фосфор. Бранд сообщил о своем открытии в письме Готфриду Вильгельму Лейбницу, и после этого демонстрация этого элемента и его способности светиться в темноте или «фосфоресцировать» вызвала общественный интерес.Однако фосфор оставался химическим диковинкой примерно до столетия спустя, когда оказалось, что он входит в состав костей. При переваривании костей азотной или серной кислотой образуется фосфорная кислота, из которой фосфор можно отогнать, нагревая древесным углем. В конце 1800-х годов Джеймс Берджесс Ридман из Эдинбурга разработал метод электропечи для производства элемента из фосфатной породы, который, по сути, используется сегодня.

Возникновение и распространение

Фосфор - очень широко распространенный элемент, 12-й по содержанию в земной коре, вклад которого составляет около 0.10 весовых процентов. Его космическое содержание составляет примерно один атом на 100 атомов кремния, что является стандартом. Его высокая химическая реакционная способность гарантирует, что он не встречается в свободном состоянии (за исключением нескольких метеоритов). Фосфор всегда присутствует в виде фосфат-иона. Основные комбинированные формы в природе - это фосфатные соли. Было обнаружено, что около 550 различных минералов содержат фосфор, но из них основным источником фосфора является серия апатита, в которой ионы кальция существуют вместе с ионами фосфата и различными количествами ионов фтора, хлорида или гидроксида в соответствии с формулой [Ca 10 (PO 4 ) 6 (F, Cl или OH) 2 ].Другими важными фосфорсодержащими минералами являются вейвеллит и вивианит. Обычно такие атомы металлов, как магний, марганец, стронций и свинец, заменяют кальций в минерале, а силикат, сульфат, ванадат и подобные анионы заменяют ионы фосфата. Очень большие осадочные месторождения фторапатита находятся во многих частях Земли. Фосфат костей и зубной эмали - гидроксиапатит. (Принцип уменьшения разрушения зубов путем фторирования зависит от превращения гидроксиапатита в более твердый, более устойчивый к гниению фторапатит.)

Основным коммерческим источником является фосфорит или фосфоритная порода, загрязненная массивная форма карбонатсодержащего апатита. По оценкам, общее количество фосфоритов в земной коре составляет около 65 000 000 000 тонн, из которых Марокко и Западная Сахара содержат около 80 процентов. Эта оценка включает только руду, которая достаточно богата фосфатом для преобразования в полезные продукты с помощью существующих методов. Также существует огромное количество материалов с низким содержанием фосфора.

Того: фосфатный рудник

Фосфатный рудник, Хахатоэ, Того.

возраст фотосток / SuperStock . Получите эксклюзивный доступ к контенту из нашего первого издания 1768 с вашей подпиской. Подпишитесь сегодня

Единственный встречающийся в природе изотоп фосфора - это изотоп с массой 31. Остальные изотопы с массой от 24 до 46 были синтезированы с помощью соответствующих ядерных реакций. Все они радиоактивны с относительно коротким периодом полураспада. Изотоп с массой 32 имеет период полураспада 14,268 дней и оказался чрезвычайно полезным в исследованиях индикаторов, связанных с поглощением и перемещением фосфора в живых организмах.

Коммерческое производство и использование

Основной метод превращения фосфоритной руды в полезные материалы включает подкисление измельченной породы серной или фосфорной кислотой для образования сырых гидрофосфатов кальция, которые, будучи водорастворимыми, являются ценными добавками к удобрениям. Большая часть продукции сжигается до фосфорного ангидрида и впоследствии обрабатывается водой с образованием фосфорной кислоты, H 3 PO 4 . Около 95 процентов фосфоритов, добываемых в Соединенных Штатах, используется для производства удобрений или пищевых добавок для животных.Однако возникла озабоченность по поводу использования фосфора. Большая часть фосфора тратится впустую на пути от добычи до употребления в пищу людьми, а потраченный фосфор попадает в водные пути, где может вызвать цветение водорослей. Другая проблема заключается в том, что увеличение использования фосфора приведет к истощению невозобновляемых запасов фосфоритной руды.

круговорот фосфора

Фосфор, который циркулирует в основном в земной и водной среде, является одним из наиболее важных элементов, влияющих на рост растений.

Encyclopædia Britannica, Inc.

Только около 5 процентов фосфора, потребляемого в год в Соединенных Штатах, используется в элементарной форме. Пиротехнические применения элемента включают трассеры, зажигательные средства, фейерверк и спички. Некоторые из них используются в качестве легирующих добавок, некоторые используются для уничтожения грызунов, а остальные используются в химическом синтезе. Большое количество превращается в сульфиды, используемые в спичек, производстве инсектицидов и масляных добавок. Большая часть остатка превращается в галогениды или оксиды для последующего использования в синтезе органических соединений фосфора.

.

Phosphorus - Информация об элементе, свойства и использование

Расшифровка:

Химия в ее элементе: фосфор

(Promo)

Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам журналом Chemistry World , журналом Королевского химического общества.

(Конец промо)

Крис Смит

Здравствуйте, на этой неделе удобрения, зажигательные бомбы, фосфорная челюсть и пищевые добавки.Какая связь? Вот Нина Нотман.

Нина Нотман

Фосфор - неметалл, который находится чуть ниже азота в 15-й группе периодической таблицы. Этот элемент существует в нескольких формах, из которых наиболее известны белый и красный.

Белый фосфор определенно более интересен из двух. Поскольку он светится в темноте, он опасно воспламеняется в воздухе при температуре выше 30 градусов и является смертельным ядом. Однако красный фосфор не обладает ни одним из этих удивительных свойств.

Итак, с чего все началось? Фосфор был впервые произведен Хеннигом Брандтом в Гамбурге в Германии в 1669 году. Когда он испарил мочу и нагрел остаток, пока он не стал докрасна. Отлетел светящийся пар фосфора, и он сконденсировал его под водой. И на протяжении более 100 лет большая часть фосфора производилась таким образом. Так было до тех пор, пока люди не поняли, что кость - отличный источник фосфора. Кость можно растворить в серной кислоте с образованием фосфорной кислоты, которую затем нагревают с древесным углем для образования белого фосфора.

Белый фосфор нашел ряд довольно неприятных применений в войне. Он использовался в 20 годах в трассирующих пулях, зажигательных бомбах и дымовых гранатах. Разбрасывание фосфорных зажигательных бомб над городами во время Второй мировой войны привело к гибели людей и разрушениям. В июле 1943 года Гамбург подвергся нескольким воздушным налетам, в ходе которых на обширные районы города было сброшено 25 000 фосфорных бомб. Это довольно забавно, учитывая, где впервые был произведен фосфор.

Другой группой боевых агентов на основе фосфора являются нервно-паралитические газы, такие как зарин.Зарин - это фторированный фосфонат, который Ирак использовал против Ирана с начала до середины 1980-х годов. А также был выпущен в токийском метро в 1995 году, убив 12 человек и причинив вред почти тысяче других.

Белый фосфор нашел также множество других применений. Одним из них были фосфорные спички, которые впервые были проданы в Стоктон-он-Тис в Великобритании в 1827 году. Это привело к созданию целой новой индустрии дешевых фонарей - но по ужасной цене. Вдыхание паров фосфора привело к фосфорной болезни челюсти, которая медленно разъедала челюстную кость.Это заболевание особенно беспокоило девушек, готовивших фосфорные спички. Таким образом, они были в конечном итоге запрещены в начале 1900-х годов и были заменены современными спичками, в которых использовался либо сульфид фосфора, либо красный фосфор.

Сегодня фосфор нашел применение не только в спичечных материалах, но и в освещении. Фосфид магния является основой самовоспламеняющихся сигнальных ракет, используемых в море. Когда он вступает в реакцию с водой, он образует самовоспламеняющийся газ, дифосфин, который вызывает зажигание факела.

Сверхчистый фосфор также используется для изготовления светодиодов. Эти светодиоды содержат фосфиды металлов, такие как галлий и индий.

В естественном мире элементарная форма фосфора никогда не встречается. Он рассматривается только как фосфат, а фосфат необходим для жизни по многим причинам. Он является частью ДНК, а также составляет огромную часть зубной эмали и костей в форме фосфата кальция. Также важны органофосфаты, такие как энергетическая молекула АТФ и фосфолипиды клеточных мембран.

Нормальная диета обеспечивает наш организм необходимыми фосфатами. С тунцом, курицей, яйцами и сыром много. И даже кола дает нам немного в виде фосфорной кислоты.

Сегодня большая часть нашего фосфора поступает из фосфоритов, которые добывают во всем мире, а затем преобразуют в фосфорную кислоту. Ежегодно производится пятьдесят миллионов тонн, и он имеет множество применений. Из него делают удобрения, корма для животных, средства для удаления ржавчины, антикоррозийные средства и даже таблетки для посудомоечной машины.

Некоторая фосфоритная руда также нагревается с помощью кокса и песка в электрической печи с образованием белого фосфора, который затем превращается в треххлористый фосфор и фосфорную кислоту. И именно из них производятся антипирены, инсектициды и средства от сорняков. Небольшая часть также превращается в сульфиды фосфора, которые используются в качестве присадок к маслам для уменьшения износа двигателя.

Фосфат также важен для окружающей среды. Он естественным образом перемещается из почвы в реки, океаны и донные отложения.Здесь он накапливается, пока не будет перемещен геологическим поднятием на сушу, так что круг может снова начаться. Во время своего путешествия фосфат проходит через множество растений, микробов и животных различных экосистем.

Однако слишком много фосфатов может нанести вред природным водам, потому что это способствует процветанию нежелательных видов, таких как водоросли. Затем они вытесняют другие формы желанной жизни. В настоящее время существует законодательное требование по удалению фосфатов из сточных вод во многих частях мира, и в будущем он может быть переработан в качестве устойчивого ресурса, чтобы однажды фосфат, который мы смываем в раковины и туалеты, мог бы снова появиться в наших домах в другом виде например, в таблетках для посудомоечной машины и, возможно, даже в нашей еде и коле.

Крис Смит

Нина Нотман с рассказом о Фосфоре, элементе, извлеченном из золотого потока, также известном как моча. В следующий раз Андреа Селла присоединится к нам и расскажет о взрывоопасной истории элемента номер 53.

Андреа Селла

В 1811 году молодой французский химик Бернар Куртуа, работавший в Париже, наткнулся на новый элемент. Фирма его семьи производила селитру, необходимую для производства пороха для наполеоновских войн. В своем производстве они использовали древесную золу, и нехватка древесины во время войны заставила их сжигать водоросли.Добавив к золе концентрированную серную кислоту, Куртуа получил удивительно пурпурный пар, который кристаллизовался на стенках контейнера. Удивленный этим открытием, он запаковал сероватые кристаллы в бутылки и отправил их одному из ведущих химиков своего времени Жозефу Ги-Люссаку, который подтвердил, что это новый элемент, и назвал его йодом - йод - в честь греческого слова, обозначающего фиолетовый.

Крис Смит

И вы можете услышать больше о том, как йод взорвался на мировой арене на следующей неделе на «Химии в своем элементе». Надеюсь, вы присоединитесь к нам.Я Крис Смит, спасибо за внимание и до свидания.

(промо)

(конец промо)

.

Обозначение химических соединений и написание химических формул

Хотя существует много тысяч разных химических соединений существует очень определенная система номенклатуры, посредством которой мы может назвать или написать химические формулы для большинства соединений. Мы делим соединения на два основных типа бинарных соединений и тройных соединений.

Бинарные соединения

Все настоящие бинарные соединения содержат только два элемента.В имя каждые двоичное соединение заканчивается на ide . Двоичный соединения бывают трех типов. Их:

Тип I ............. металл образует только один тип катиона

Тип II ............ металл образует две или другие виды катионов

Тип III .......... содержит только неметаллы

Мы рассмотрим каждый тип по отдельности.

Тип I двоичный Соединения

Для бинарных соединений типа I присутствующий металл может быть находится в группе 1 или группе 2 на периодической Таблица.Система наименования этого типа соединений довольно проста и понятна. находится ниже.

Правила наименования бинарных соединений типа I

1. Катион всегда называют первым, а анион - вторым.

2. Простой катион (полученный из одного атома) получил свое название от имя элемента.

3. Простой анион (полученный из одного атома) называется, взяв первая часть имени элемента (корень) и добавление букв IDE.

4. Напишите название соединения, объединив названия ионы.

Примеры:

Назовите соединение RbI.

Rb - химический знак рубидия .

I - химический символ йода, корень которого - йод. добавлять Яд заканчивается, чтобы получить йодид .

Соедините части, чтобы получить название йодид рубидия .

Назовите соединение CaO.

Ca - химический символ кальция .

О - символ кислорода, корень которого - бык. Добавить ide окончание получить оксида.

Соедините кусочки вместе, чтобы получить оксид кальция .

Назовите соединение Li 3 N.

Li является химическим обозначением лития .

N - химический символ азота, корнем которого является нитр. добавлять окончание ide, чтобы получить нитрид .

Соедините детали, чтобы получить название нитрид лития .

Напишите формулу сульфида калия.

Химический символ калия - К . K находится в 1 st столбец периодической таблицы, следовательно, его степень окисления +1.

Сульфид получают из серы, обозначение которой S . это степень окисления -2.

+1 -2

Пока у нас есть K S.

Общий положительный заряд должен уравновешивать общий отрицательный обвинять. Следовательно, нам нужно 2 К атомов, чтобы получить общий положительный заряд +2. Это уравновешивает заряд серы -2.

Собирая все вместе, получаем K 2 S .

Напишите формулу хлорида магния.

Химический символ магния - Mg . Mg находится в 2 и столбец периодической таблицы, следовательно, его степень окисления +2.

Хлорид является производным от хлора, обозначение которого Cl . Его степень окисления -1.

+2-1

Пока у нас есть Mg Cl

Общий положительный заряд должен уравновешивать общий отрицательный обвинять. Следовательно, нам нужно 2 атома хлора, чтобы дать общий отрицательный заряд -2. Это уравновешивает заряд магния.

Собирая все вместе, получаем MgCl 2 .

Дополнительные примеры

NaCl натрия хлорид

KI калий йодид

рубидий RbBr бромид

MgS магний сульфид

Mg 3 N 2 нитрид магния

Натрия фторид NaF

оксид стронция SrO

Бериллий хлорид BeCl 2

сульфид цезия Ce 2 S

Фосфид калия К 3 П

Тип II двоичный Соединения

Для бинарных соединений типа II присутствует металл НЕ , входящие в группу 1 или 2 периодической таблицы.В Система наименования для этого типа соединений приведена ниже.

Правила наименования бинарных соединений типа II

1. Катион всегда называют первым, а анион - вторым.

2. Простой катион (полученный из одного атома) получил свое название от имя элемента. Включите римскую цифру, чтобы указать степень окисления. число (заряд) на катионе металла.

3. Простой анион (полученный из одного атома) называется, взяв первая часть имени элемента (корень) и добавление букв IDE.

4. Напишите название соединения, объединив названия ионы.

Римские цифры

1 ......... Я 6 ......... VI

2 ......... II 7......... VII

3 ......... III 8 ......... VIII

4 ......... IV 9 ......... IX

5 ......... В 10 ....... Х

Назовите соединение FeCl 2 .

Fe - химический символ железа.

о Fe отсутствует в столбце 1 или 2 и ; поэтому в имени необходима римская цифра.Вернись к этому в ближайшее время.

Cl - химический символ хлора, корнем которого является хлор. Добавьте окончание язя, чтобы получить хлорид.

На данный момент у нас есть хлорида железа (??) .

Чтобы найти римскую цифру

о Найдите заряд аниона.

Cl имеет заряд -1.

о Умножьте количество этих атомов, чтобы получить общее отрицательный заряд.

Есть 2 атома Cl.

2 раза -1 = -2. <--- общий отрицательный заряд.

о Сбалансируйте общий отрицательный заряд с общим положительным зарядом.

Общий отрицательный заряд -2 должен быть уравновешен с общий положительный заряд +2.

о Разделите общий положительный заряд на количество атомов, чтобы получить Римская цифра.

Есть только 1 Fe

+2 делится на 1 = +2. Римская цифра - II.

Соедините части, чтобы получить название хлорид железа (II) .

Назовите соединение PbS 2 .

Pb - это химический символ свинца.

о Pb отсутствует в столбце 1 или 2 и ; поэтому необходима римская цифра.

S - сера, корень которой - сульф. Добавьте окончание ide, чтобы получить сульфид.

На данный момент мы имеем сульфида свинца (??) .

Чтобы найти римскую цифру

S имеет заряд -2.

Так что есть 2 атома серы. 2 х -2 = -4. <---- всего отрицательный заряд

Суммарный положительный заряд должен быть +4.

Есть 1 атом свинца, поэтому +4 1 = +4. Римская цифра - IV.

Соедините части, чтобы получить название сульфид свинца (IV) .

Напишите формулу оксида никеля (III).

Химический символ никеля - Ni . Степень окисления равно +3, как указано римской цифрой.

Оксид получают из кислорода, обозначение которого O .это степень окисления -2.

+3-2

Пока у нас есть Ni O.

Чтобы сбалансировать расходы, мы находим наименее распространенные кратное (НОК) 3 и 2. НОК равно 6. Нам нужны два атома Ni (+6 +3 = 2) и три атома O (-6-2 = 3), чтобы сбалансировать заряды.

Собирая все вместе, получаем Ni 2 O 3 .

Напишите формулу нитрида свинца (IV).

Химический знак свинца - Pb . Степень окисления +4.

Нитрид получают из азота, обозначение которого N . это степень окисления -3.

+ 4–3

Пока у нас Pb N.

НОК 4 и 3 равно 12.Нам понадобится три атома Pb (+12 +4 = 3) и 4 атома N (-12-3 = 4), чтобы сбалансировать заряды.

Собирая все вместе, получаем Pb 3 N 4 .

Напишите название оксида железа (II).

Химический символ железа - Fe . Степень окисления +2.

Оксид получают из кислорода, обозначение которого O .это степень окисления -2.

+2 -2

Пока у нас есть Fe O

Так как начисления уже сбалансированы, дополнительных работ по быть сделано.

Если сложить все вместе, получаем FeO.

Дополнительные примеры

Fe 2 O 3 Оксид железа (III)

CuCl Медь (I) хлорид

CuCl 2 Хлорид меди (II)

Свинец PbS (II) сульфид

ПбС 2 сульфид свинца (IV)

Оксид хрома (VI) CrO 3

Сульфид кобальта (III) Co 2 S 3

Никель (II) бромид NiBr 2

Фосфид ртути (II) Hg 3 P 2

иодид кадмия (II) CdI 2

Тип III двоичный Соединения

Бинарные соединения типа III не содержат металлов атомы.Для бинарных соединений типа III существуют две разные системы наименования: старая система и новая система. Старая система использует префиксы для указать номер каждого присутствующего атома, и новая система идентична который используется для обозначения соединений типа II.

Важно отметить, что только одна система может быть используется одновременно. НИКОГДА не смешивайте префиксы и римские цифры.

Правила наименования бинарных соединений типа III: СТАРАЯ СИСТЕМА

1.Первый элемент в формуле называется первым, а полный используется имя элемента.

2. Второй элемент назван как анион: root + ide

3. Префиксы используются для обозначения количества присутствующих атомов. (Видеть таблицу ниже)

4. Префикс mono- никогда не используется для наименования первого элемент.

Префиксы

1......... моно 6 ......... гекса

2 ......... ди 7 ......... гепта

3 ......... три 8 ......... окта

4 ......... тетра 9 ......... нона

5 ......... пента 10 ....... дека

Имя соединение NO 2 .

N - химический знак азота .Поскольку есть только один атом азота И это первый элемент, префикс моно не используемый.

О - химический символ кислорода, корень которого - бык. Добавить Яд окончание получить оксид. Есть два атома кислорода, поэтому мы также добавляем префикс di , чтобы получить диоксида.

Соедините части, чтобы получить название диоксид азота .

Назовите соединение N 2 O.

N - химический знак азота . Поскольку есть два Для атомов азота нам нужно добавить префикс di , чтобы получить диазот.

О - химический символ кислорода, корень которого - бык. Добавить ide окончание, чтобы получить оксид . Есть только один атом кислорода, к которому мы добавляем префикс моно (моно IS используется для второго элемента), чтобы получить монооксид .

Соедините части, чтобы получить название оксид азота .

Напишите формулу четыреххлористого углерода.

Химический символ углерода - C . Префикса нет перед углеродом в химическом названии, следовательно, есть только 1 атом углерода в химическая формула.

Тетрахлорид имеет префикс tetra , что означает наличие 4 атомов.Хлорид является производным от хлора, обозначение которого . Cl . Таким образом, в химической формуле 4 атома Cl.

Собирая все вместе, получаем CCl 4 .

Напишите формулу пентаоксида динотрогена.

Префикс di означает 2 . Таким образом, в химическая формула.

Префикс penta означает 5.Таким образом, в химическая формула.

Собирая все вместе, получаем N 2 O 5 .

Теперь применим новую систему к этим те же соединения. Для бинарных соединений типа III новая система идентична это использовалось для обозначения бинарных соединений типа II. Преимущество использования нового система состоит в том, что вам нужно изучить на одну систему меньше.

Правила наименования бинарных соединений типа III: НОВАЯ СИСТЕМА

1.Катион всегда называют первым, а анион - вторым.

2. Простой катион (полученный из одного атома) получил свое название от имя элемента. Включите римскую цифру, чтобы указать степень окисления. число (заряд) на катионе металла.

3. Простой анион (полученный из одного атома) называется, взяв первая часть имени элемента (корень) и добавление букв IDE.

4.Напишите название соединения, объединив названия ионы.

Имя соединение NO 2 .

N - химический знак азота .

о Азот отсутствует в столбце 1 или 2 ; поэтому в имени необходима римская цифра.

О - символ кислорода, корень которого - бык.Добавить ide окончание, чтобы получить оксид .

На данный момент у нас оксида азота (??) .

Чтобы найти римскую цифру

O имеет заряд -2.

2 атома кислорода умножить на -2 = -4. <---- общий отрицательный заряд.

Общий отрицательный заряд -4 должен быть уравновешен с общий положительный заряд +4.

+4 делить на 1 (один атом N) = +4. Римская цифра - IV.

Соедините части, чтобы получить название оксида азота (IV) .

Назовите соединение N 2 O.

N - химический знак азота .

о Азот отсутствует в столбце 1 или 2 ; поэтому в имени необходима римская цифра.

О - символ кислорода, корень которого - бык. Добавить ide окончание, чтобы получить оксид .

На данный момент у нас оксида азота (??) .

Найти римскую цифру.

O имеет заряд -2.

2 атома кислорода умножить на -2 = -4. <---- общий отрицательный заряд.

Общий положительный заряд должен быть +2.

+2 делить на 2 (2 N атомов) = +1. Римская цифра I.

.

Соедините части, чтобы получить название оксида азота (I) .

Напишите формулу хлорида углерода (IV).

Символ углерода - C . Степень окисления +4, так как обозначается римской цифрой.

Хлорид получают из хлора.Расход по хлору -1 .

+4 -1

Пока у нас есть C Cl

НОК 4 и 1 равно 4. Нам нужен 1 атом C (+4 +4 = 1) и 4 Cl. атомов (-4 -1 = 4), чтобы сбалансировать заряды.

Собирая все вместе, получаем CCl 4 .

Напишите формулу оксида азота (V).

Обозначение азота - N . Римская цифра указывает начисление +5 .

Оксид получают из кислорода. Заряд по кислороду -2 .

+5-2

Пока у нас N O

НОК 5 и 2 равно 10. Следовательно, нам нужно 2 N атомов и 5 O атомы, чтобы сбалансировать заряды.

Собирая все вместе, получаем N 2 O 5 .

Тройные соединения

(соединения, которые содержат многоатомные ионы)

Ион - атом с электрическим зарядом (положительное или отрицательное).

Многоатомный ион - группа атомов с электрический заряд. (Хотя это группа атомов, она действует как одиночный атом.)

Имена почти все многоатомные ионы заканчиваются буквами ate или ite . Остерегайтесь трех исключений: цианида, гидроксида и пероксида. Эти ионы заканчиваться на ide, который может заставить думать, что у вас есть двоичное соединение, когда у вас фактически есть тройное соединение.

Обозначение тройных соединений

Следуйте системы наименования для бинарных соединений типа I и типа II, но

НЕ ИЗМЕНИТЬ НАЗВАНИЕ ПОЛИАТОМИЧЕСКОГО ИОНА .

Примеры

Na 2 SO 4 сульфат натрия

KH 2 PO 4 дигидрофосфат калия

Fe (NO 3 ) 3 нитрат железа (III)

Mn (OH) 2 гидроксид марганца (II)

Na 2 SO 3 сульфит натрия

гидроксид кальция Са (ОН) 2

фосфат натрия Na 3 PO 4

Дихромат аммония (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7

перхлорат кобальта (II) Co (ClO 4 ) 2

Нитрит меди (II) Cu (НЕТ 2 ) 2

Обозначение многоатомных ионов содержащие кислород

Есть много атомов, которые образуют несколько различные многоатомные ионы с кислородом.Система наименования этих ионов: на основе двух вещей: наиболее распространенного иона в каждой серии и количества атомы кислорода по сравнению с наиболее распространенным ионом. Те, которые нас беспокоят больше всего представляют собой ионы фосфора, серы, азота, хлора и углерода. запомнить эти ионы!

PO 4 3- = фосфат

SO 4 2- = сульфат

NO 3 - = нитрат

ClO 3 - = хлорат

CO 3 2- = карбонат

Обозначение многоатомных ионов, содержащих кислород

Один подробнее кислород, что самый распространенный............... per___ate

Мост общий ................................................ ..... ___ дата

Один меньше кислорода, что наиболее распространено .................. ___ite

Два менее кислорода, чем наиболее распространенный ............... гипо___ит

Примеры

PO 5 3- = перфосфат

PO 4 3- = фосфат (наиболее распространенный)

PO 3 3- = фосфит

PO 2 3- = гипофосфит

SO 5 2- = персульфат

СО 4 2- = сульфат (наиболее распространенный)

SO 3 2- = сульфит

SO 2 2- = гипосульфит

Примечание: некоторые из ионов не существуют в в реальном мире они написаны здесь, чтобы показать, как использовать систему именования.

Обозначение кислот

Для этого класса ВСЕ кислоты начинаются с H (водород). Названия ВСЕХ кислот заканчиваются словом кислота. Есть два типы кислот: те, которые содержат кислород, и те, которые не содержат.

Наименование кислот, НЕ содержащих кислород

1. Возьмите имя аниона, добавьте префикс hydro и измените заканчивая ic .

2. Добавьте слово кислота .

Назовите соединения HF.

Мы знаем, что это кислота, потому что химическая формула начинается с H.

Возьмите название аниона (фторид) добавьте приставку гидро и измените окончание на ic: плавиковый

Наконец, добавьте слово кислота.

плавиковая кислота

Назовите соединение HCN.

Мы знаем, что это кислота, потому что химическая формула начинается с H.

Кислорода нет, поэтому мы начинаем с приставки hydro.

Далее берем название аниона (цианид) и меняем окончание по ic: синильная кислота

Наконец, добавьте слово кислота.

синильная кислота

Напишите формулу бромистоводородной кислоты.

Мы знаем, что формула начинается с H , потому что это кислота. Заряд по водороду +1.

Мы также знаем, что кислота не содержит кислорода из-за приставка Hydro.

Удаление гидро и ic оставляет нас с бромом, корнем брома или Br . Заряд брома -1.

+1 -1

Пока у нас

грн.

Сбалансируйте расходы, чтобы получить формулу HBr.

Напишите формулу сероводородной кислоты.

Мы знаем, что формула начинается с H , потому что это кислота. Заряд по водороду +1.

Мы также знаем, что кислота не содержит кислорода из-за приставка Hydro.

Удаление гидро и ic оставляет нам серу. Заряд по сере -2.

+1 -2

Пока у нас есть H S

Сбалансируйте расходы, чтобы получить формулу H 2 S .

Обозначение кислот, содержащих кислород

1. Найдите название многоатомного иона.

2. Измените ate на ic или ite на ous.

3. Добавьте слово кислота.

Назовите соединение HClO 4 .

Вы знаете, что это кислота, потому что она начинается с H.

.

ClO 4 - - перхлорат-ион.

Смените ate на ic и получите хлорную.

Добавляем слово кислота и получаем хлорную кислоту .

Назовите соединение H 2 SO 3 .

Вы знаете, что это кислота, потому что она начинается с H.

.

SO 3 2- - это сульфит-ион.

Смените его на ous и получите сернистый.

Добавляем слово кислота и получаем серной кислоты .

о Название на самом деле сульф и ous кислоты, но я буду считать сернистая кислота правильная, потому что она соответствует системе наименований.

Напишите формулу фосфористой кислоты.

Слово кислота говорит нам, что первый элемент - это H. Заряд на H +1.

Мы также знаем, что это тройная кислота, потому что приставка гидро (имеется в виду бинарная кислота) отсутствует.

Замените ous на it, чтобы получить фосфит. Формула фосфита это PO 3 -3 .

Собирая все вместе и уравновешивая расходы, получаем H 3 PO 3 .

Переуступка

Назовите каждое из следующих соединений.

1. MgO 26.Cu (OH) 2

2. ZnBr 2 27. PCl 5

3. Ca (ClO 3 ) 2 28. LiNO 3

4. BaSO 4 29. KH 2 PO 4

5.AgNO 3 30. CuCN

6. H 2 S 31. KHCO 3

7. CaO 32. NaHSO 4

8. H 2 CO 3 33.Ли 2 HPO 4

9. Mg 3 (PO 4 ) 2 34. H 3 PO 4

10. K 2 CrO 4 35. MgSO 4

11. NaI 36. Ca (IO 2 ) 2

12.Al (НЕТ 2 ) 3 37. SiO 2

13. ZnSe 38. CuCl

14. Sn (MnO 4 ) 2 39. KClO 4

15. AsCl 5 40.CaSO 3

16. CuSO 3 41. NaBr

17. ВЧ 42. П 2 О 3

18. Fe 2 (SO 4 ) 3 43. HClO

19. Sn (Cr 2 O 7 ) 2 44.№ 2 O 4

20. AsCl 3 45. NaH

21. KCN 46. ​​АЛН

22. NH 4 OH 47. PbC 2 O 4

23. Fe (ClO 4 ) 3 48.H 2 Se

24. HNO 2 49. H 3 PO 2

25. CS 2 50. CaH 2

Напишите формулы для каждого из следующих соединений.

51. олово (II) нитрат 76.кальций бикарбонат

52. цинк (II) фосфат 77. кальций гидроксид

53. гипофосфор кислота 78. бисульфат цинка (II)

54. железо (III) хлорид 79. серебро (I) оксид

55. литий сульфид 80.хлористый кислота

56. серебро (I) оксалат 81. свинец (IV) оксид

57. хлорная кислота 82. кальций ацетат

58. калий перманганат 83. фосфат натрия

59. стронций гипохлорит 84.оксид меди (I)

60. медь (I) сульфит 85. фосфор кислота

61. углерод (IV) сульфид 86. иодистоводородная кислота

62. кальций оксид 87. натрий фторид

63. барий Карбонат 88.фосфор (V) оксид

64. сурьма (III) дихромат 89. бромид серы (II)

65. кремний (IV) оксид 90. алюминия (III) сульфат

66. железо (II) карбонат 91. азот (III) оксид

67. натрий цианид 92.алюминий (III) йодид

68. углерод (IV) хлорид 93. железо (III) фосфат

69. цезий фторид 94. цинк (II) перхлорат

70. натрий хромат 95. натрия дигидрофосфат

71. сероводородный кислота 96.сернистая кислота

72. алюминий (III) оксид 97. карбонат стронция

73. аммоний фосфат 98. медь (II) гидроксид

74. бор (III) фторид 99. железо (II) оксалат

75. радий сульфат 100.фосфор (V) сульфид

.

Смотрите также