Связь в комплексных соединениях по методу ВС. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства. Отношение металлов к растворам кислот и щелочей. 4 глава

3. Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например, Н - Н, О = О, Cl - Cl, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон может служить электроотрицательность (ЭО). Чем выше ЭО у атома, тем вероятнее смещение электронной пары в сторону ядра этого атома. Механизмы образования ковалентных связей. Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно акцепторный,дативный. При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов.

(2) В насыщенном р-ре сильного малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком(тв.форма) и ионами электролита. СаСО₃ = Са²⁺(р)+ СО₃^2-(р).

К_р (константа равновесия) =(а(Са²⁺(р))*а(СО₃^2-(р))/а(СаСО₃(т)). Где а(Са²⁺(р)) и а(СО₃^2-(р) – активные концентрации ионов Са²⁺ и СО₃^2-.т.к. а(СаСО₃(т)) – постоянна, т.е. произведение Кр* а(СаСО₃(т)) при данной температуре, величина постоянная. Ksр = а(Са²⁺(р))*а(СО₃^2-(р)). Произведение растворимости –постоянная величина при постоянной температуре, характеризующая растворимость труднорастворимого электролита.

Для труднорастворимого электролита АmBn. Ksр(АmBn) = [A]^m *[B]ⁿ. [A]в степени m *[B] в степени n.

Если в растворе произведение реальных концентраций ионов[A]^m и [B]ⁿ (больше чем произведение растворимости при данной температуре то выпадет осадок). Чтобы растворить осадок нужно:1) уменьшить в его насыщенном р-ре концентрации соответствующих ионов, за счет вовлечения их в разные комплекс, либо путем изменения кислотности среды.

2)более полное связывание ионов. 3)за счет связывания ионов в слабый электролит. 4)за счет связывания ионов в малорастворимый комплекс.

(3) В природе бор встречается в виде борной кислоты H3BO3 и солей. Так же бор содержится в морской воде и продуктах извержения вулканов. Для бора характерно sp2(BF3) и sp3(H[BF4]). Реакционная способность зависит от степени измельчения. В обычных условиях бор реагирует только с F2, при высоких температурах почти со всеми элементами. При 700С бор сгорает красноватым пламенем с образованием оксида. 4B+3O2= 2B2O3 Бор может вытеснять ряд элементов из их оксидов. 4B+3Co2= 2B2O3+3C. Концентрированная азотная кислота при нагревании медленно растворяет бор. B+3HNO3=H3BO3+3NO2

К раствору щелочей бор устойчив. При взаимодействии бора с Ме при нагревании образуются бориды, MB, MB2 и другие. Большинство боридов химически инертно. С углеродом образует карбид B4C, который один из самых твердых в-в. Бораны получают косвенно. 6MgB2+12HCl=6MgCl2+B4H10+H2+8B, в свободном состоянии выявлены B(n)H(n+4). и B(n)H(n+6). Они имеют очень токсичны, вызывают головную боль. Бораны- жидкие, кроме B2H6, очень нестойкие и реакционноспособные в-ва. Галогениды бора BГ3 получают при нагревании. 2B+3Г2=2BГ3. И вз-вия оксида бора с углем в присутствии галогена. 2B2O3+3C+6Г2=4BГ3+3CO2.В обыных условиях ВF3 –газ, BСl3 и BBr3 – жидкости, BI3 – кристалл. Все они галогенангидриды борной к-ты и дымят на воздухе. Галогениды брома(кроме F) необратимо разлагаются водой с образованием борной и HГ. BГ3+3Н2О=Н3BO3+3HГ. Галогениды бора участвуют в реакциях присоединения. Оксид бора, B2O3 – твердое труднокристаллическое в-во. При взаимодействии с водой получается ортоборная кислота.При нагревании реагирует с оксидами Me с образованием метаборатов. В2O3+CuO=Cu(BO2)2. H3BO3- борная кислота, очень слабая, умеренно растворима в воде.При нагревании разлагается постепенно отщепляя воду.(2раза). При нейтрализации получаются соли различных полиборных кислот(но не борной). При избытки щелочи – соли метаборной к-ты. H3BO3+NaOH=NaBO2+2H2O. При недостатке щелочи – соли тетраборной к-ты 4H3BO3+2NaOh=Na2B4O7+7H2O. При добавлении щелочи к тетраборатам получаются метабораты и вода. В свободном состоянии тетраборной к-ты нет.При подкислении растворов любых борных кислот получается борная к-та.Na2B4O7+H2SO4+5H2O=4H3BO3+Na2SO4. Бор нужен для жизнидеятельности растений. Без него они останавливаются в развитии.

(4) C(Pb(NO3)2) =C1/z(Pb(NO3)2)/z= 0,0005 [Pb2+]=C(Pb(NO3)2)=0,0005

C(Na2SO4) = C1/z(Na2SO4)/z = 0,0005 [SO42-]=C(Na2SO4)=0,0005

[Pb2+]*[SO42-]=2,5*10^-5 > Ksp => осадок образуется

16 билет

Структура периодической системы Д.И.Менделеева: периоды, группы, семейства. Закономерности в изменении свойств атомов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Законы Рауля и Вант-Гоффа для неэлектролитов. Сера: кислоты серы, их строение, получение, свойства.

(1) Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных металлов и заканчиваются инертным газом. В периоде по мере возрастания порядкового номера элементов происходит переход от типичных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены, инертные газы). Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В состав вставных декад входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы элементов вынесены за рамки таблицы. Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности элементов образуют группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованны элементами вставных декад. Поскольку в декады входит десять элементов, то и таких подгрупп в таблице тоже десять. Семь первых элементов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – элементы, схожие по химическим свойствам. Элементы расположены по своим сходным свойствам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации-min энергия, необходимая для удаления электрона из атома. В группах элементов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьшаются с возрастанием порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому-энергия сродства к электрону. определяется строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов. Способность атома оттягивать электр. Облако- э/о. э/о в периоде увеличивается с увеличением порядкового номера, в группах уменьшается. в группах с возраст порядкового номера возраст атомный радиус, в периоде-уменьшается. Номер элемента= заряд ядра, число электронов, число протонов; номер периода= число энерг.уровней; номер группы=число валентных электронов, max степень окисления. В периоде уменьшаются метал.св-ва, увелич.заряд ядра, уменьш.радиус, увелич.число внешних электронов. В группе увелич. Металл.св-ва, увелич заряд ядра,уменьш.радиус, число внешних электронов постоянно,с лабеет их связь с ядром.

(2)Коллигативные свойства растворов — это свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от хим. природы растворённого в-ва; свойства р-ров, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Вант-Гофф внёс в приведённые выше уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества: T_кип =i*E*Cm. T_зам = i*К*Сm

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Коэффициенты пропорциональности К и Е в приведённых выше уравнениях — соответственно криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, имеющие физический смысл понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг. Для воды они равны 1.86 и 0.52 K·моль−1·кг

Зако́ны Ра́уля — общее название открытых французским химиком Ф. М. Раулем количественных закономерностей, описывающих некоторые коллигативные (зависящие от концентрации, но не от природы растворённого вещества) свойства растворов.

1)Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором прямопропорционально мольной доле растворенного вещества. N=(P₀ – P)/P₀. P₀ – давление насыщ. пара над P – давление насыщенного пара над раствором. N – мольная доля растворенного вещества. N = n2/(n2+n1), n – кол-во вещества

2)Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от при роды растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. T_зам = К*Сm

3)Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. T_кип = E*Cm.

4)Осмотическое давление – давление которое нужно приложить к системе чтобы осмос прекратился. π = CMв-ва*R*T. CMв-ва - молярная концентрация р-ра, R - универсальная газовая постоянная, T – температура

(3) Серу получают из самородных руд или окислением H₂S, а также восстановлением S0₂. Для очистки от примесей серу перегоняют и осаждают в виде мелкого порошка — «серного цвета». Селен и теллур получают при переработке сульфидных руд, в которых они содержатся в виде примесей, а также из анодных шламов, остающихся после электролитической очистки меди. Сера на холоду сравнительно инертна, а при нагревании легко реагирует с галогенами, кислородом, водородом, металлами. Сульфид водорода (сероводород) в лаборатории получают действием разбавленной соляной кислоты на сульфид железа(П): FeS + 2НС1 = H₂S + FeCl₂Молекула H2S имеет угловое строение. В обычных условиях сульфид водорода — бесцветный токсичный газ с резким запахом. Сульфид водорода — сильный восстановитель, сгорает с образованием серы или диоксида серы, а в растворах окисляется до серы или сульфат-иона: 5H₂S + 2КМп0₄ + 3H₂S0₄ = 5S + 2MnS0₄ + K₂S0₄ + 8Н₂0 H₂S + 4С1₂ + 4Н₂0 = H₂S0₄ + 8НС1

Безводная серная кислота— бесцветная маслянистая жидкость с т. пл. 10,4 °С, растворяет SO3 в любых соотношениях, образуя олеум H2SO4 xS0₃. При х = 1 образуются бесцветныекристаллы дисерной кислоты H2S2O7. В лаборатории используют концентрированную серную кислоту (м^НгБСЬ) = 96- 98%, р = 1,84 г/мл), которая обладает сильно выраженными водоотнимающими свойствами. Она способна дегидратировать и обугливать многие органические вещества: С12Н22О11 ^Нг5°⁴ > 12С+ 11Н₂0 В водных растворах H2SO4 двухосновная кислота (К _а,2 = 1,3-10^-2), образует два ряда солей — сульфаты и гидросульфаты. Разбавленная серная кислота окисляет активные металлы (ф°< 0) с выделением водорода, а концентрированная, в зависимости от активности металла и температуры, восстанавливается до SO2, S или H2S. 2Ag + 2H2SO4 = Ag₂S0₄ + S0₂ + 2Н₂0 4Mg + 5H₂S0₄ = 4MgS0₄ + H₂S + 4H₂0 На холоду серная кислота пассивирует ряд металлов (Fe, Cr, Al, Bi, Со, № и др.) за счет образования оксидной пленки. Известны следующие пероксикислоты серы: H₂SO₅ — пероксимоносерная (кислота Каро) и H₂S₂08 — пероксидисерная (надсерная). Пероксидисерную кислоту в промышленности получают электролизом серной кислоты (w > 50%). На аноде протекает реакция: 2HSO₄ ^- -2e = H₂S₂0₈ Электролизом концентрированных растворов гидросульфатов калия и аммония получают пероксидисульфаты. Пероксимоносерную кислоту можно получить из хлорсульфоновой кислоты и пероксида водорода: H0S0₂C1 + Н₂0₂ = H₂S0₅ + НС1, а также при обработке 100%-ной H₂S₂08 пероксидом водорода: H₂S₂0₈ + H₂0₂ = 2H₂S0₅ При гидролизе пероксикислот образуется пероксид водорода: H₂S₂0₈ + 2Н₂0 = 2H₂S0₄ + Н₂0₂ На этой реакции основан промышленный метод получения Н₂0₂. Пероксисерные кислоты и пероксидисульфаты — сильные окислители

(4) C=C(1/z)/z=0.00025 C(OH-)=0.0005моль/л pOH=-lgC[OH-]=3.3 pH=14-3.3=10.7

17билет

Метод ВС. Гибридизация атомных орбиталей, пространственное расположение атомов в молекулах, характерные структуры трех- четырех-, пяти- и шестиатомных молекул. Молекулярность и порядок реакции. Понятие о механизмах химических реакций. Общая характеристика d-элементов I группы. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Сопоставление свойств s- и d-элементов I группы.

(1)Метод ВС. Гибридизация атомных орбиталей, пространственное расположение атомов в молекулах, характерные структуры трех- четырех-, пяти- и шестиатомных молекул.

Суть гибридизации заключается в том, что близкие по форме и энергии молекулярные орбитали могут быть заменены тем же числом атомных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Условия:

Подвергаются s, p, d (предвнешнего) одного уровня: близки по энергии.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Уменьшение потенциальной энергии.

Изменение формы электронного облака.

AB2 – sp (линейная) 180гр

AB3 – sp2 (плоский треугольник или тригональная пирамида)120гр.

AB4 – sp3 (идеальный тетраэдр)109гр 18м

AB3, AB2 (есть свободная электронная пара) – sp3 (искаженный тетраэдр) 107гр/ 104гр4м

AB4 – dsp2 (плоский квадрат) 90гр

AB5 – sp3d (тригональная бипирамида) – угол в 120 градусов

AB6 – sp3d2 (тетраэдр)

(2) Для характеристики механизма реакции вводится новое понятие новое понятие молекулярности реакции. Молекулярность реакции – это число молекул, принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия. Химический процесс превращения реагентов в продукты реакции состоит из множества последовательных актов химического взаимодействия.

Схему, указывающую эту последовательность, называют механизмом реакции.

По молекулярности различают моно- и бимолекулярные реакции. Что касается тримолекулярных реакций, то они крайне редки, поскольку вероятность столкновения в какой-то точке реакционного пространства трех молекул, отвечающих указанным ранее критериям, крайне низка. Реакции, в которых участвуют три или более молекул, протекают как правило, по схеме:

А+В+С=Q первая стадия реакции А+В=Р вторая стадия реакции Р+С=Q То есть в данном случае имеет место последовательность бимолекулярных процессов. Мономолекулярными, как правило, являются реакции разложения: HOCl=HCl+1/2О₂ Для иллюстрации понятия «механизм реакции» рассмотрим цепную реакцию хлорирования метана: СН₄+Cl=CH₃Cl+HCl (общая схема). Схема механизма реакции: I стадия Cl₂ => 2Cl II стадия CH₄+Cl => CH₃+HCl III стадия CH₃+Cl₂ =>CH3Cl+Cl Представленная схема хлорирования метана показывает, что процесс хлорирования протекает по радикальному механизму.

(3) Все s-элементы I группы проявляют устойчивую степень окисления +1.

Т.к. значения энергии ионизации низкие, проявляются сильные восстановительные свойства атомов. С увеличением порядкового номера усиливаются металлические свойства. В свободном состоянии s-элементы I и II группы-металлы серебристо-белого цвета. Щелочные металлы имеют рыхлую кристаллическую решетку, легкие, низкоплавкие, s-элементы химически активны. s-элементы I группы образуют с кислородом оксиды Э₂О, пероксиды Э₂О₂, надпероксиды ЭО₂(Э₂О₄) и озониды ЭО_3. С ростом радиуса атомов при переходе от лития к цезию устойчивость пероксидов увеличивается, а оксидов – уменьшается. При взаимодействии с кислородом литий образует оксид: 4Li+O₂ =2LiO₂ натрий – пероксид:2Na+ O₂ = Na₂O₂ элементы подгруппы калия – надпероксиды: K+ O₂ =KO₂ Озониды образуют только калий, рубидий, цезий:

K+ O₃ =KO₃ 4KOH+4O₂ = KO₃ + O₂ +2H₂O Оксиды натрия и элементов подгруппы калия получают из пероксидов: Na₂O₂ + 2Na=2Na₂O. Биологическая роль: тело животных и человека состоит частично из этих атомов, которые осуществляют многие процессы в организме.

Основные степени окисления: Cu – II Ag - I Au - III Свойства элементов главной и побочной подгрупп различны. Радиусы атомов d-элементов значительно меньше, что обусловливает более высокие значения энергий ионизации атомов, а также большие плотности и высокие температуры плавления простых веществ. Валентными являются s и один или два d-электрона предпоследнего уровня. Химическая активность уменьшается с возрастанием порядкового номера элемента, а радиус атома и энергия ионизации увеличивается. Cu Ag Au -хорошие комплексообразователи(их восстановит. активность увелич.) Медь взаимодействует с кислородом с образованием СигО и СиО. Ag Au окисляются кислородом только в присутствии цианид-ионов или сероводорода. 4Au + 0₂ + 8KCN + 2Н₂0 = 4K[Au(CN)₂] + 4КОН 4Ag + 0₂ + 2H₂S = 2Ag₂S + 2Н₂0 Cu Ag реагируют с серой, Cu Ag Au – с хлором. Cu образует Си(ОН)₂ и СиОН. 2CuS0₄ + Н₂СО + 5NaOH = 2CuOH + HCOONa + 2Na₂S0₄ + 2H₂0; CuOH — малорастворимое вещ-во желт. цв., очень неустойчивое и легко отщепляющее воду: 2CuOH = Си₂0 + Н₂0. CuS0₄ + 2КОН = Cu(OH)₂ + K₂S0₄ [Cu(NH₃)₄]S0₄ + 2NaOH=Cu(OH)₂+Na₂S0₄+4NH₃) AgOH оч. неустойчив и в вод. р-ре не обр-ся:2AgN0₃ + 2NaOH = Ag₂0+2NaN0₃+H₂0. AgOH м. б. получен при действии щелочи на спиртовый раствор нитрата серебра при -50 °С.Гидроксиды золота(1) и (III) получают обменными реакциями. Аи(ОН)з – амфотерный.Au(OH)₃ + NaOH = Na[Au(OH)₄] Au(OH)₃ + 4НС1 = H[AuC1₄] + 3H₂0. Cu(OH)₂ амфотер. с преоблад. основных св-в. Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄] конц.Cu(OH)₂ + H₂S0₄ = CuS0₄ + 2H₂0 Соли меди. Большинство солей меди(П) хорошо раствор. в воде. Безводн. CuS0₄ — порошок белого цвета. При растворении - [Си(Н₂0)₄]²⁺ синего цвета. CuS0₄ 5Н₂0 (медный купорос). CuCl — малораствор. в воде соедин. бел. цв. CuCl + 2Na₂S₂0₃ = Na₃[Cu(S₂0₃)₂] + NaCl. В насыщ. р-рах CuC1₂ образуются аутокомплексы зеленого цвета: 2CuC1₂ = Cu[CuCl₄]Cu(Ш) находится в купратах: 2CuO + Na₂0₂ = 2NaCu0₂ 2Cu(OH)₂ + Ва(ОН)₂ + NaOCl = Ba(Cu0₂)₂ + NaCl + 3H₂0 Соединения Cu(Ш) — сильные окислители: 2NaCu0₂ + 8НС1 = 2CuC1₂ + 2NaCl + 4H₂0 + Cl₂. Галогениды Ag м. получить действием галогенов на Ag. Растворимость AgHlg уменьшается в ряду AgF - Agl. AgF хорошо растворим в воде. Остальные галогениды Ag мало растворимы и м.б. получены обменными реакциями в растворе: Ag⁺ + Hlg- = AgHlg AgCl и AgBr р-ся в концентр. аммиаке с образованием комплексного иона [Ag(NH3)2]⁺. Все галогениды Ag рас-ся в р-ре тиосульфата натрия: AgHlg + 2S₂0₃^2- = [Ag(S₂0₃)2]³- + Hlg

(4) C(H+)= sqrt(Ka*Cm) Cm=33.6*10^-2 w=C*M/р =1561*10^-5=1.56%

Билет

Описание молекулы методом валентных связей (МВС). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Примеры. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов. Фосфор: аллотропия, соединения с металлами, водородом, кислородом, галогенами. Кислоты фосфора. Биологическая роль фосфора.

(1)В методе валентных связей связь двухцентровая, локализованная. Связь образуется с помощью двух механизмов: обменного и донорно-акцепторного.

Обменный механизм.

Если спины разные, происходит притягивание, перекрывание электронных облаков => вероятность нахождения электрона сужается => образуется связь.

Донорно-акцепторный механизм.

Свободные электронные пары + свободные орбитали.

Образуются дативные связи.

(2)Электролиты — вещества, образующие в растворах и расплавах ионы. К электролитам относят соли, кислоты и основания. Сильные электролиты в растворе полностью ионизированы:

НСl = Н⁺ + Сl; Ва(ОН)₂ = Ва²⁺ + 2ОН.Практически все соли относятся к сильным электролитам. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. К сильным относят некоторые кислоты элементов V—VII групп и все комплексные кислоты.. В число оснований — сильных электролитов входят основания, образованные S-элементами I и II групп, и все комплексные основания. Коэффициент активности иона как величина, учитывающая взаимодействие ионов в растворе, определяется двумя факторами: зарядом ионов и концентрацией ионов.

активность ионов. где C иона – истинная концентрация иона (моль/л), а γ – коэффициент активности, показывающий отклонение свойств данного раствора от идеального (в оч. разбавленных р-рах = 1). Ионная сила раствора учитывает оба фактора (заряд и концентрацию ионов), от которых зависит коэффициент активности. Суммарное влияние различных ионов на его активность выражается с помощью ионной силы раствора.

(3) В природе фосфор встречается в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)₂ и апатитов ЗСаз(Р04)₂ CaF₂; ЗСаз(Р04)₂ Са(ОН)₂. Из природных соединений фосфор получают восстановлением углем в электрических печах при температуре 1500-2000 °С по реакции: 2Са₃(Р0₄)₂ + 6Si0₂ + 10С = 6CaSi0₃ + 10СO + Р₄.Известно несколько аллотропных модификаций фосфора: белый, фиолетовый, черный и другие. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. Доза 0,1 г смертельна для человека. Белый фосфор очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных форм. Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами. Соединения фосфора с металлами — фосфиды — получают или непосредственным взаимодействием фосфора с металлами: 3Mg + 2Р = М₃Р₂ или восстановлением фосфатов углем: Са₃(Р0₄)₂ + 8С = Са₃Р₂ + 8СО.Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионную структуру и легко разлагаются водой и кислотами: Са₃Р₂ + 6Н₂0 = ЗСа(ОН)₂ + 2РН₃ Са₃Р₂ + 6НС1 = ЗСаС1₂ + ЗРН₃ Фосфиды d-элементов — нестехиометрические соединения, химически малоактивны. Например, CuP₂ Cu₂P, CusP₂. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН₃, и дифосфин, Р₂Н₄. Фосфин, РНз, — бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. В отличие от аммиака фосфин можно получить только косвенно: гидролизом ионных фосфидов: Na₃P + ЗН₂0 = 3NaOH + РН₃ взаимодействием белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при нагревании: 8Р + ЗВа(ОН)₂ + 6Н₂0 = ЗВа(Н₂Р0₂)₂ + 2РН₃ Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами: РН₃ + HI = PH4I Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому температуры кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства, самовоспламеняется на воздухе: 2РН₃ + 40₂ = Р₂0₅ +ЗН₂0. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Галогениды фосфора РГ₃ и РГ₅ (кроме йодида фосфора(У)) получают непосредственно из простых веществ. Это ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов. Легко разлагаются водой, дымят на воздухе: РС1₃ + ЗН₂0 = Н3РО3 + ЗНС1 РС1₅ + Н₂0 = РОС1₃ + 2НС1 Фосфорноватистая кислота, Н₃Р0₂, одноосновная, средней силы Н₃Р0₂ Н⁺ + Н₂Р0₂ При н.у. Н₃Р0₂ — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Соли - гипофосфиты — получают при взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочей. Фосфорноватистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями: Н₃Р0₂ + 2CuS0₄ + 2Н₂0 = 2Cu + H₂S0₄ + Н₃Р0₄ Окислительные свойства проявляются только при взаимодействии с сильными восстановителями: 2Zn + Н₃Р0₂ + 2H₂S0₄ = 2ZnS0₄ + РН₃ + 2Н₂0 При нагревании фосфорноватистая кислота диспропорционирует: 2Н₃Р0₂ = РН₃ + Н₃Р0₄ Фосфористая кислота, Н3РО3, может быть получена гидратацией оксида фосфора(Ш) или гидролизом галогенидов фосфора(Ш): Р₄О_б + ЗН₂0 = ЗН3РО3 РГ₃ + ЗН₂0 = Н3РО3 + ЗНГ Фосфористая кислота двухосновна и при взаимодействии с металлами и щелочами дает два ряда солей: фосфиты, М₂НРОз, и гидрофосфиты, МН₂РОз. Фосфористая кислота и ее соли — сильные, но медленно действующие восстановители: HgCl₂ + Н3РО3 + Н₂0 = Н3РО4 + Hg + 2НС1 Однако активные металлы в кислой среде восстанавливают Н3РО3 до фосфина: 3 Mg + Н3РО3 + 2H2SO4 = РНз + 3 MgS 0₄ + ЗН ₂0 При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:4Н₃Р0₃ = РН₃ + ЗН3РО4 Фосфорная кислота (ортофосфорная), Н3РО4, трехосновная кислота образует три ряда солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты. В промышленности фосфорную кислоту получают из фосфата кальция: Са₃(Р0₄)₂ + 3H₂S0₄ = 3CaS0₄ + 2Н₃Р0₄. Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСЬ или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН3РО4 + 5NO При нагревании до 200 °С ортофосфорная кислота и гидрофосфаты обезвоживаются с образованием четырехосновной дифосфорной кислоты или ее солей: 2Н₃Р0₄ = Н₂0 + Н4Р2О7 2NaHP04 ⁼ Н2О + Na4P2O7 При нагревании выше 300 °С ортофосфорная кислота и дигидрофосфаты обезвоживаются с образованием полимерных метафосфорных кислот или метафосфатов: Н3РО4 = nН2О+ (НРОз)n, nNa2H₂P04 = nН₂0 + (NаРОз)n, В растворах мета- и дифосфорная кислоты и их соли медленно гидролизуются до Н3РО4 и ее солей. Степень окисления V для фосфора устойчива, фосфорная кислота и фосфаты практически не проявляют окислительных свойств.