Фосфор — сообщение доклад по химии 9 класс

Фосфор — урок. Химия, 8–9 класс

Фосфор — химический элемент № (15). Он расположен в VА группе Периодической системы.

P15+15)2e)8e)5e

На внешнем слое атома фосфора содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом фосфор проявляет степень окисления (–3), а при взаимодействии с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором и другими — положительные степени окисления ( +3) или (+5).

В атоме фосфора больше электронных слоёв по сравнению с атомом азота, поэтому его электроотрицательность, окислительные и неметаллические свойства выражены слабее.

В земной коре фосфор находится в виде фосфатов. Чаще встречается фосфат кальция Ca3(PO4)2.

Фосфор — жизненно важный элемент. Он входит в состав нуклеиновых кислот и АТФ, которые необходимы каждой клетке любого живого организма. Фосфат кальция содержится в костной ткани и придаёт ей твёрдость.

Химическому элементу фосфору характерна аллотропия. Он образует несколько простых веществ, отличающихся строением.

Белый фосфор состоит из четырёхатомных молекул P4.

Он представляет собой белое (с жёлтым оттенком), похожее на воск вещество, которое светится в темноте из-за окисления кислородом воздуха.

Как все молекулярные соединения, белый фосфор летуч. Он имеет чесночный запах. Не растворяется в воде, но растворяется в сероуглероде. Белый фосфор очень ядовит. В порошкообразном состоянии может самовоспламеняться. Хранят его под водой.

Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решётку.

Красный фосфор представляет собой порошок и по своим свойствам резко отличается от белого. Он не имеет запаха, не растворяется в воде и в сероуглероде. Неядовит. Активность красного фосфора ниже, чем белого.

Аллотропные модификации фосфора взаимопревращаемы. Белый фосфор превращается в красный на свету или при длительном нагревании без доступа воздуха. Красный фосфор при сильном нагревании и охлаждении паров превращается в белый.

Химические свойства разных аллотропных модификаций фосфора похожи. Белый фосфор более активен и вступает в реакции легче.

• Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с активными металлами:
• Полученные соединения называются фосфидами (Na3P — фосфид натрия).
• В отличие от азота фосфор не соединяется с водородом.

Восстановительные свойства фосфор проявляет в реакции с кислородом. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный загорается при нагревании. При этом образуется густой белый дым оксида фосфора(V):

4P0+5O20=t2P2+5O5−2.

Красный фосфор используется при изготовлении  спичек.

Белофосфорные штудии: собака Баскервилей, спичечная забастовка и запрещенное оружие

И давайте сразу  же сделаем лирическое отступление, точнее – отступление литературное.

Я хочу раз и навсегда, закрыть тему белого фосфора и литературного произведения, из которого о нем все узнают, а потом на уроках химии тыкают пальцем и гыгычут: смотрите, какой тупой был Конан Дойл, а на химических олимпиадах просят найти, где же великий автор ошибся.

Итак, внимание, три цитаты:

В журнале «Иностранная литература» публикуется«лингвистическое» исследование некоего Давида Иоффе, где он возмущенно пишет:

И далее с превосходством знатока говорится, что phosphor по-английски означает любой люминофор, форсфоресцирующее вещество, а Конан-Дойл, безусловно, знал об опасности белого фосфора.

И все тут вроде бы ясно, если бы не одно но: в оригинале (я не нашел изначальный Strand Magasine, но нашел с десяток других изданий), везде из уст Ватсона звучит: «“Phosphorus,” I said».

Так что же, Конан-Дойл не знал об опасности белого фосфора?

Нет, конечно. Лондонский врач  в 1901 году не мог не помнить события 1888 года,  когда на Лондонской спичечной фабрике вспыхнула забастовка.

На этой немного ужасающей иллюстрации Томаса Мюттера середины XIX века под убранными художниками щеками девушки мы видим заболевание, которое сейчас не встретишь: «фосфорная челюсть». Или, если быть точным – фосфорный некроз челюсти. В XIX веке это было профессиональное заболевание сотрудников спичечных фабрик, поскольку эти люди работали с белым фосфором, токсичной аллотропной модификацией этого простого вещества. Спички с белым фосфором просуществовали недолго: только в 1830 году их придумал француз Шарль Сориа, а в 1836 году усовершенствовал венгр Янош Ирини, сделав их более безопасными. Уже в 1855 году швед Йохан Лундстрем придумал «шведские» спички с красным фосфором, но вплоть до 1910-х годов спички с белым фосфором пользовались популярностью (в первую очередь – у производителей, поскольку они были дешевле), а рабочие спичечных фабрик получали вот такой вот некроз челюсти.

2 июля 1888 года после увольнения одной из работниц Лондонской спичечной фабрики началась забастовка работниц, сопровождавшаяся демонстрацией. Это событие вошло в мировую историю и культуру настолько, что в 1960-х годах был даже поставлен мьюзикл «Девочки-спичечницы» (The Matchgirls) по следам тех событий.

Шум поднялся знатный, и администрации фабрики в итоге пришлось-таки пойти на уступки, сотрудницам даже выделили специальные чистые комнаты для приема пищи – ведь именно прямое попадание белого фосфора в рот во время еды и приводило к некрозу челюсти. А Анни Безант продолжила борьбу против спичек с белым фосфором. И, в итоге, в 1901 году  (году начала выхода «Собаки Баскервилей» в журнале)  фабрика, производящая белофосфорные спички была закрыта, в 1908 году Палата общин Великобритании приняла акт, запрещающий использование белого фосфора в спичках после 31 декабря 1910 года.

Однако никто из пытавшихся разобраться в ситуации, не увидел следующего предложения, не очень точно переводившегося на русский. Вот точные слова Холмса: «A cunning preparation of it». То есть, Ватсон, в простоте своей говорит: «Это типа фосфор?», на что химик-Холмс поправляет: «Нет, какое-то хитрое соединение его».  Он сразу намекает, что тут – некое производное фосфора, точно не пахнущее, а вероятно, и не токсичное, но сохранившее способность к свечению.

Ну и раз мы заговорили о белом фосфоре, то для того, чтобы закрыть эту тему, скажем, что именно белый фосфор лежит в основе одного из самых опасных типов зажигательных боеприпасов, которые сейчас запрещены к применению, если от них могут пострадать гражданские (а это происходит почти всегда, ибо белый фосфор горит с температурой 1300 градусов, ядовит и прочая, и прочая, и прочая). Правда, США и Израиль их не подписали – и фосфорные боеприпасы, к сожалению, применялись и в Афганистане, и в Газе, и даже на Донбассе, хотя США и Израиль тут ни при чем.

Применение фосфорной бомбы авиацией США во Вьетнаме

1. История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятных запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие Брандом фосфора стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Свойства простых веществ: Фосфор

Ключевые слова конспекта: свойства простых веществ, фосфор, строение и физические свойства, химические свойства, производство и применение фосфора.

Фосфор – элемент группы VA. Его важнейшие параметры приведены в таблице.

Таблица. Важнейшие параметры элемента фосфор.

На валентном слое атома фосфора, в отличие от азота, есть вакантные 3d-орбитали. В отличие от азота, фосфор может быть пятивалентным. В этом случае атомы фосфора находятся в возбуждённом состоянии:

СТРОЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Элемент фосфор образует несколько простых веществ, среди которых наиболее известны белый, красный и чёрный фоcфоp.

Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул Р₄. В молекуле все связи одинарные ковалентные неполярные. С Р₄ связи Р – Р легко разрываются. Этим объясняется высокая химическая активность белого фосфора и его склонность переходить (при хранении или при нагревании) в более стабильные полимерные модификации.

При обычных условиях это твёрдое белое вещество, мягкое как воск (легко режется ножом), летучее при слабом нагревании, легкоплавкое (t°_пл = 44 °С), практически нерастворимое в воде (его хранят под слоем воды), хорошо растворимое в неполярных растворителях (например, в сероуглероде CS₂). Уже при обычных условиях легко испаряется и в газообразном состоянии окисляется кислородом воздуха, освобождающаяся в результате окисления энергия выделяется в виде света, что и является причиной свечения белого фосфора на воздухе.

Красный фосфор образован полимерными молекулами Р_n разной длины, состоящими из пирамидально связанных атомов. Название «красный фoсфoр» используют для описания нескольких различных модификаций фосфора красного цвета.

Красный фocфор – это твёрдое аморфное вещество красного цвета (от тёмно-коричневого до красного и фиолетового), возгоняется при нагревании. При конденсации паров образуется белый фосфop. Красный фoсфoр нерастворим ни в воде, ни в сероуглероде, ни в других растворителях.

Чёрный фосфор представляет собой вещество немолекулярного строения, кристаллическая решётка атомно–слоистая, с характерным для фосфора пирамидальным расположением связей. Чёрный фосфор твёрдый, по внешнему виду похож на графит, проводит электрический ток, имеет высокую t°_пл (587 °С).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Фосфор – более активное вещество, чем азот. Фосфору присуща окислительно-восстановительная двойственность. По отношению к металлам фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды:

По отношению к большинству неметаллов фосфop выступает в роли восстановителя. При недостатке окислителя обычно образуются соединения фосфора(III), при избытке – соединения фосфора(V), например, РCl3 и РCl5.

Фосфор сгорает на воздухе и в кислороде. Белый фосфор самовоспламеняется в атмосфере кислорода. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 50 °С, красный – при температуре выше 250 °С, чёрный – при температуре выше 400 °С. При этом образуются оксиды фосфора. В избытке кислорода образуется оксид фосфора (V):

При нагревании выше 100 °С фосфор бурно взаимодействует с серой с образованием смеси сульфидов (P₂S₅, P₂S₃):

Красный и белый фocфор самовозгораются в атмосфере фтора и хлора:

С водородом и азотом фосфор практически не взаимодействует.
Фосфор восстанавливает азотную и серную концентрированные кислоты, хлораты и некоторые другие окислители. Так, например, каждый раз, зажигая спичку, мы проводим реакцию между бертолетовой солью, которая входит в состав спичечной головки, и красным фосфором, нанесённым на спичечный коробок:

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Сырьём для получения фосфора являются фосфориты, основной компонент которых – ортофосфат кальция. Фосфорит измельчают, смешивают с песком и углём и прокаливают в электропечах без доступа воздуха. Происходит восстановление фосфора:

Основная область использования фосфора – производство спичек. Кроме того, фocфор применяется в металлургии для синтеза фосфорорганических соединений, к числу которых относятся очень ядовитые средства для борьбы с вредителями–насекомыми (инсектициды). Фoсфор используется для получения некоторых полупроводников (фосфидов галлия GaP и индия InP). Фоcфoр также используется для получения оксида фосфора (V), который является сильным водоотнимающим реагентом.

Применение:

В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений. Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма. . .

Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.

Общая характеристика фосфора

Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение – Р.

Физические и химические свойства

фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора – красный, белый, чёрный и металлический.

Суточная потребность в фосфоре

Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.

Продукты питания богатые фосфором

Основные поставщики фосфора – рыба и морепродукты, творог, сыр, орехи, бобовые и крупы. Достаточное количество фосфора содержат чеснок и шпинат, морковь, петрушка, тыква и капуста, ягоды, грибы и мясо, говяжья печень и куриные яйца.

Признаки нехватки фосфора

Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.

Признаки избытка фосфора

Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.

Полезные свойства фосфора и его влияние на организм

Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.

Усвояемость фосфора

При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и кальция (3:2), а также о том, что чрезмерное количество магния и железа замедляет процесс усвоения фосфора.

Применение фосфора в жизни

Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.

Фосфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus ) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л . В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃ (F,Cl,OH), фосфорит (Сa₃(PO₄)₂) и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Взаимодействие фосфора с другими элементами и лекарствами

Фосфор в чистом виде является химически не устойчивым элементом, поэтому легко вступает во взаимодействие с другими веществами. В природе и в нашем организме фосфор содержится в основном в виде химических соединений с другими веществами.

На содержание фосфора и его соединений в нашем организме, могут оказывать влияния различные внешние факторы и другие вещества, поступающие с пищей.

Рассмотрим вещества, которые могут оказать значимое влияние на содержание фосфора в организме человека:

• Алкоголь может выщелачивать фосфор из костей и снижать его общий уровень в организме
• Антациды (снижают кислотность желудка), содержащие алюминий, кальций или магний, могут связывать фосфаты в кишечнике. При долгосрочном использовании, эти лекарственные препараты могут привести к снижению содержания фосфора в организме человека (гипофосфатемии).
• Противосудорожные препараты могут снизить уровень фосфора и увеличение уровня щелочной фосфатазы, фермента, который помогает удалить фосфат из организма.
• Препараты желчной кислоты снижают уровень холестерина в крови. Они могут уменьшить пероральную абсорбция фосфатов с пищей или добавками. Оральные добавки фосфата должны быть приняты, по крайней мере, за 1 час до или через 4 часа после этих препаратов.
• Кортикостероиды, в том числе повышают уровень фосфора в моче
• Калий или препараты с его высоки содержанием, могут привести к слишком большому уровню калия в крови (гиперкалиемия). Гиперкалиемия может вызвать опасные нарушения сердечного ритма (аритмии). Заменители соли, в которых также содержится высокий уровень калия и фосфора, могут привести к снижению их уровня при использовании в долгосрочной перспективе.
• Ингибиторы АПФ (лекарство от кровяного давления). Это препараты, называемые ангиотензин-превращающим ферментом (АПФ), используемые для лечения высокого кровяного давления, они могут снизить уровень фосфора.
• Другие медикаменты также могут тоже снижать уровень фосфора. К таким препаратам относятся: циклоспорин (используется для подавления иммунной системы), сердечные гликозиды (дигоксин или Lanoxin), гепарины (разжижающие кровь препараты), а также нестероидные противовоспалительные препараты (например, ибупрофен).

Физические свойства

Как и азот, фосфор способен образовывать двухатомные молекулы Р2.. Однако подобные молекулы фосфора могут быть устойчивыми лишь при очень высокой температуре – около 1000 С. В обычных же условиях атомы фосфора соединяются в молекулы других составов. Например, белый фосфор состоит из четырехатомных молекул Р4. Между собой атомы белого фосфора соединены в виде простейшего многогранника тетраэдра.

Так схематически выглядит строение молекулы белого фосфора, состоящей из четырех атомов.

Сам белый фосфор являет собой практически бесцветное твердокристаллическое вещество, моментально окисляемое кислородом воздуха, при этом во время окисления фосфора идет дым, а в воздухе появляется явный чесночный запах. Своим внешним видом белый фосфор похож на воск, такой же мягкий и легкоплавкий, при этом светится в темноте и является чрезвычайно опасным, так как очень ядовит и огнеопасен.

Помимо белого фосфора физики также различают красный фосфор, черный фосфор, желтый фосфор и металлический фосфор, каждый из них имеет свои особенные физические свойства.

Так если белый фосфор нагревать до температуры 300 С без доступа воздуха и в присутствии катализаторов (ими может быть йод или натрий), то он превратится в красный фосфор. В отличие от белого фосфора его красный собрат не светится в темноте и не является ядовитым и опасным, к слову именно его используют при производстве спичек.

Красный фосфор это аморфное вещество, состоящее из полимерных молекул Px, он нерастворим в воде и других органических растворителях, а при нагревании без доступа воздуха не возгорается.

Если белый фосфор поместить под очень большое давление (в сотни атмосфер) то из него получится черный фосфор, который своими свойствами напоминает металл: он блестит и проводит электрический ток. Если еще больше увеличить давление, то черный фосфор превратится в металлический, его кристаллическая решетка будет такой же плотной как у металлов. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Так выглядят разные виды фосфора.

Хотя фосфор и является одним из самых распространенных химических элементов на нашей планете, в чистом виде в природных условиях его не бывает, добыть чистый фосфор возможно лишь в химической лаборатории. Однако фосфор входит в состав многих важных химических и биологических соединений: фосфолипидов, фосфидов (соединения фосфора и металлов), фосфинов (соединений водорода с фосфором), фосфорной кислоты и так далее.

Соединения фосфора

P-3H₃ Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.

Получение

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:

Ca₃P₂ + 6HCl = 3CaCl₂ + 2PH₃­

Ca₃P₂-3 + 6H₂O = 3Ca(OH)₂+ 2P-3H₃­

Химические свойства.

1. Разлагается при нагревании:

2PH₃  =  2P + 3H₂

2. Проявляет слабые основные свойства:

PH₃ + HI = [PH₄]+I—

йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

3. Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.

P₂+3 O₃ Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P₄O₆. P₂O₃ соответствует фосфористая кислота H₃PO₃.

Получение

Окисление фосфора при недостатке кислорода

4P + 3O₂ = 2P₂O₃

Химические свойства

1. Все свойства кислотных оксидов.

P₂O₃ + 3H₂O = 2H₃PO₃

2. Сильный восстановитель

O₂+ P₂+3O₃ = P₂+5O₅

P₂+5O₅ Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃(метафосфорная кислота)

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇(пирофосфорная кислота)

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄(ортофосфорная кислота)

2.

P₂O₅ + 3BaO = Ba₃(PO₄)₂

3.

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄+ 3H₂O

P₂O₅ — сильное водоотнимающее средство:

4..

P₂O₅+ 2HNO₃ = 2HPO₃ + N₂O₅

P₂O₅+ 2HClO₄ = 2HPO₃+ Cl₂O₇

HP+5O₃ Метафосфорная кислота.

Получение

P₂O₅+ H₂O = 2HPO₃

Соли метафосфорной кислоты — метафосфаты (KPO₃ – метафосфат калия)

Химические свойства

Характерны все свойства кислот.

H₃P+5O₃ Фосфористая кислота

Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.

Получение

PCl₃+ 3H₂O = H₃PO₃+ 3HCl

Химические свойства

1. Водный раствор H₃PO₃ — двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):

H₃PO₃+ 2NaOH = Na₂HPO₃+ 2H₂O

2. При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:

4H₃PO₃ = 3H₃PO₄+ PH₃

3. Восстановительные свойства:

H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O = H₃PO₄+ Hg + 2HCl

H₃P+5O₄ Ортофосфорная кислота.

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3.

Диссоциация:

H₃PO₄ = 3H+ + PO₄-3

H₃PO₄+ 3H₂O = 3H₃O+ + PO₄3-

H₃PO₄ = H+ + H₂PO₄—

H₂PO₄— = H+ + HPO₄2-

HPO₄2- = H+ + PO₄3-

Ортофосфорная кислота — средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли — ортофосфаты (Na₃PO₄) и два типа кислых солей — дигидрофосфаты (NaH₂PO₄) и гидрофосфаты (Na₂HPO₄).

Получение

P₂O₅+ 3H₂O = 2H₃PO₄

Промышленный способ:

2. 

Ca₃(PO₄)₂(твердый) + 3H₂SO₄(конц.) = 2H₃PO₄+ 3CaSO₄¯

3.

3P + 5HNO₃+ 2H₂O = 3H₃PO₄+ 5NO­

Химические свойства

Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

2H₃PO₄  =  H₄P₂O₇ + H₂O

Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO₄3-

3Ag+ + PO₄3- = Ag₃PO₄¯(ярко-желтый осадок)

Физические свойства

Фосфор как простое вещество, аналогично углероду, имеет несколько аллотропных модификаций.

О трех фосфорных братах

Можно запомнить основные свойства по “характерам” модификаций:

• Белый фосфор — токсичный взрывной парень, который отравляет всем жизнь и легком можно возгореться. Поэтому его от греха подальше упрятали под воду.
• Красный фосфор не очень ценит качества своего белого “брата”. Поэтому он неядовит и при высокой температуре просто превращается в любимого брата — в черный фосфор.
• Черный фосфор — полная противоположность белому, самый мирный брат из тройки. Он неядовит, фактически не реагирует на температуру. Дзен среди фосфоров.