Чему равна валентность фосфора в основном и возбужденном состоянии: Фосфор валентность — Справочник химика 21

Содержание

Фосфор валентность — Справочник химика 21

    Фосфор Р (Is 2s 2/f 3s Зр ) по числу валентных электронов является аналогом азота. Однако как элемент 3-го периода он существенно отличается от азота — элемента 2-го периода. Это отличие состоит в том, что у фосфора больше размер атома, меньше энергия ионизации, большее сродство к электрону и большая поляризуемость атома, чем у азота. Максимальное координационное число фосфора шесть. Как и для других элементов 3-го периода, рл — рл-связывание для атома фосфора не характерно и поэтому в отличие от азота sp- и sp -гибридные состоянья орбиталей фосфора неустойчивы. Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от —3 до +5. Наиболее характерна степень окисления +5. [c.365]
    Составим формулу соединения, которое состоит и. фосфора (валентность V) и кислорода (валентность II). [c.19]

    В каких соединениях фосфор имеет максимальную валентность  

[c. 553]

    Каковы валентные возможности фосфора Чем он в этом отношении отличается от своего аналога — азота  [c.133]

    Электронная структура атома фосфора соответствует формуле 1бР 5 25 2р Зз Зр . У фосфора валентные электроны находятся на третьем (внешнем) энергетическом уровне, на котором помимо 5- и трех р-орбиталей имеются пять свободных -орбиталей. [c.79]

    Согласно другой точке зрения различие свойств фосфора и азота объясняется наличием в атоме фосфора валентных З -орбиталей, [c.365]

    Объясните различие между первой энергией ионизации фосфора, Р (1063 кДж моль ) и серы, 8 (1000 кДж моль ), основываясь на сопоставлении валентных орбитальных электронных конфигураций атомов Р и 8. [c.401]

    Но у фосфора, как элемента 3-го периода, роль валентных играют также З -орбитали. Поэтому наряду с общностью свойств в химии этих типических элементов V группы проявляются существенные различия.

Для фосфора возможны зрЧ -, зрЧ- и 5р -типы гибридизации валентных орбиталей. Максимальное координационное число фосфора равно 6. В отличие от азота для фосфора характерно л — рл-связывание за счет акцептирования свободными Зй(-орбиталями электронных пар соответствующих атомов [c.408]

    Устойчивое координационное число фосфора (V) 4, что отвечает sp -гибридизации его валентных орбиталей. Реже проявляются координационные числа 5 и 6, в этих случаях атому фосфора приписывают соответственно sp4- и вр й -гибридные состояния (стр. 415). [c.414]

    Аналогичное поведение обнаруживается и у элементов группы VA, но граница между металлами и неметаллами в этой группе проходит ниже. Азот и фосфор являются неметаллами, химия их ковалентных соединений и возможные состояния окисления определяются наличием пяти валентных электронов в конфигурации Азот и фосфор чаще всего имеют степени окисления — 3, -Ь 3 и +5. Мыщьяк As и сурьма Sb-семи-металлы, образующие амфотерные оксиды, и только висмут обладает металлическими свойствами.

Для As и Sb наиболее важным является состояние окисления + 3. Для Bi оно единственно возможное, если не считать степеней окисления, проявляемых в некоторых чрезвычайно специфических условиях. Висмут не может терять все пять валентных электронов требуемая для этого энергия слишком велика. Однако он теряет три бр-электро-на, образуя ион Bi .  [c.455]

    Менделеев выполнял свою диссертационную работу в Германии, в Гейдельберге, как раз во время Международного химического конгресса в Карлсруэ. Он присутствовал на конгрессе и слышал речь Канниццаро, в которой тот четко изложил свою точку зрения на проблему атомного веса. Вернувшись в Россию, Менделеев приступил к изучению списка элементов и обратил внимание на периодичность изменения валентности у элементов, расположенных в порядке возрастания атомных весов валентность водорода 1, лития I, бериллия 2, бора 3, углерода 4, магния 2, азота 3, серы 2, фтора 1, натрия 1, алюминия 3, кремния 4, фосфора 3, к1 слорода 2, хлора I и т.

д. [c.99]

    Фосфор по числу валентных электронов (35 3р ) является аналогом азота  [c.407]

    Атомы кислорода соединяются не менее чем с двумя различными атомами. Так же ведут себя кальций, сера, магний и барий. У этих элементов валентность два, У азота, фосфора, алюминия и золота валентность три. Железо может иметь валентность два или три. В принципе вопрос о валентности оказался не столь простым, каким представлялось вначале, но даже такой простейший вариант этой теории позволил сделать важные выводы. 

[c.81]

    При переходе от лития к фтору Г происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических с одновременным увеличением валентности. Переход от фтора Г к следующему по значению атомной массы элементу натрию Ыа сопровождается скачкообразным изменением свойств и валентности, причем натрий во многом повторяет свойства лития, будучи типичным одновалентным металлом, хотя и более активным. Следующий за натрием магний во многом сходен с бериллием Ве (оба двухвалентны, проявляют металлические свойства, но химическая активность обоих выражена слабее, чем у пары Ы — Ыа). Алюминий А1, следующий за магнием, напоминает бор В (валентность равна 3). Как близкие родственники похожи друг на друга кремний 81 и углерод С, фосфор Р и азот Ы, сера 8 и кислород О, хлор С1 и фтор Г. При переходе к следующему за хлором в последовательности увеличения атомной массы элементу калию К опять происходит скачок в изменении валентности и химических свойств. Калий, подобно литию и натрию, открывает ряд элементов (третий по счету), представители которого показывают глубокую аналогию с элементами первых двух рядов. 

[c.20]


    Эффективность присадки зависит от валентного состояния и положения элементов в молекуле присадки, наличия функциональных групп, их синергизма и других факторов. Применение фосфор-, серу-, кислород- и азотсодержащих соединений в качестве присадок к смазочным маслам тесно связано с особенностью электронной структуры этих элементов. Взаимодействие их с металлической поверхностью деталей двигателя приводит к модифицированию последней (изменению структуры) и за счет образования защитных пленок обеспечиваются противокоррозионные, противоизносные и противозадирные свойства указанных соединений в растворе масел. Кроме того, присадки, содержащие эти элементы, стабилизируют масло, обрывая цепь окисления по реакции с пер-оксидными радикалами и разрушая гидропероксиды. 
[c.9]

    Галоидирование. Катализаторы, наиболее часто применяющиеся для хлорирования металлическое железо, окись меди, бром, сера, иод, галоиды железа, сурьмы, олова, мышьяка, фосфора, алюминия и меди растительный и животный уголь, активированный боксит и другие глины. Большинство этих катализаторов является носителями галоидов. Так, Fe, Sb и Р в галоидных соединениях способны существовать в двух валентных состояниях в присутствии свободного хлора они поочередно присоединяют и отдают хлор в активной форме. Аналогично иод, бром и сера образуют с хлором неустойчивые соединения. Катализаторы броми-рования подобны катализаторам хлорирования. Для иодирования наилучшим ускорителем служит фосфор. Для проведения процесса фторирования катализатор не требуется. В присутствии кислорода галоидирование замедляется. 

[c.329]

    Каталитическое хлорирование основано на применении переносчика хлора, такого как йод [2], сера [3], фосфор, сурьма и другие, в виде соответствующих хлоридов, которые растворяются в хлорируемом углеводороде или прн хлорировании газообразных парафиновых углеводородов — в растворителе. Применяются исключительно элементы, имеющие по крайней мере два значения валентности. В качестве гомогенных катализаторов могут также применяться вещества, образующие радикалы, как, например, диазо-метап, тетраэтилсвинец и гексафенилэтан [4]. Они обладают способностью разделять молекулу хлора на атомы, которые тотчас ке вызывают возникновение цепной реакции. [c.113]

    Когда элемент образует несколько рядов соединений, соответствующих различным степеням окисления, после названия соединения в скобках дается указание либо на валентность катиона (римской цифрой), либо на число атомов галогена, кислорода, серы или кислотного остатка в молекуле соединения (прописью).

Например, железо хлористое (П1), фосфор хлористый трех), марганца окись (дву). При этом обозначение валентности дается обычно для менее характерных валентных состояний. Например, для меди в случае двухвалентного состояния указание на валентность опускается, одновалентная же медь обозначается так медь иодистая (I). [c.9]

    Проводимость таких веществ, как кремний и германий, можно повысить, вводя в них небольшое количество определенных примесей. Например, введение в кристаллы кремния примесей бора или фосфора приводит к эффективному сужению межзонной щели. Небольшие количества бора или фосфора (несколько миллионных долей) удается включить в структуру кремния при выращивании кристалла. Атом фосфора имеет пять валентных электронов, и поэтому, после того как четыре из них используют- 

[c.631]

    Фосфор, мышьяк, сурьма и висмут образуют стехиометрические соединения, отвечающие формальной валентности, только с s-элементами и d-элементами подгруппы цинка.[c.342]

    То, что краситель и адсорбент составляют единую квантовую систему, видно из многих фактов. Самый наглядный из них состоит в том, что поглощение радиации любой, например самой малой, частоты в пределах полосы поглощения данного фосфора вызывает испускание всего его спектра излучения, в том числе и значительно больших частот, чем частот поглощенного света. Значит, кванты излучения поступают в общее пользование, причем энергия, недостаточная для излучения частот, которые превышают малую частоту поглощенного света, также поступает за счет общих ресурсов твердого тела. Не допускает иных толкований также тот факт, что хотя краситель, несомненно, находится только на поверхности, поглощение света характерных для него длинных волн (для которых кристалл, адсорбирующий данный краситель, практически прозрачен) сопровождается образованием металлического серебра в объеме кристалла бромида серебра. При этом чувствительность бромида серебра тем дальше сдвигается в сторону длинных волн, чем длиннее цепь сопряженных связей в структуре молекулы красителя (рис.

44). Дело в том, что электроны красителя находятся в волновом движении и что молекула красителя, соединяясь с кристаллом валентной связью, составляет с ним единое целое. Кристалл и краситель образуют единую квантовую систему. Не удивительно поэтому, что механизм фотолиза чистых [c.130]

    Фосфор, Р, имеет валентную конфигурацию Зх Зр , а сера, 8, обладает валентной конфигурацией Зх Зр . У атома Р, таким образом, имеется полузаполненная Зр-оболочка, тогда как у атома 8 дополнительный электрон вынужден спариваться с одним из уже имеющихся на Зр-орбиталях электроном [c.401]

    СЯ для образования ковалентных связей в кристаллической структуре кремния, у фосфора остается еще один электрон. При наложении на кристалл электрического поля этот электрон может смещаться в сторону от атома фосфора поэтому говорят, что фосфор является донором электронов в кристалле кремния. Для высвобождения донируемых электронов требуется лищь 1,05 кДж моль эта энергия превращает кристалл кремния с небольшой примесью фосфора в проводник. При введении в кристалл кремния примеси бора возникает противоположное явление. Атому бора недостает одного электрона для построения необходимого числа ковалентных связей в кристалле кремния. Поэтому на каждый атом бора в кристалле кремния приходится одна вакансия на связывающей орбитали. На эти вакантные орбитали, связанные с атомами бора, могут быть возбуждены валентные электроны кремния, что дает возможность электронам свободно перемещаться по кристаллу. Подобная проводимость осуществляется в результате того, что на вакантную орбиталь атома бора перескакивает электрон соседнего атома кремния. Вновь образовавшаяся вакансия на орбитали атома кремния тут же заполняется электроном со следующего за ним другого атома кремния. Возникает каскадный эффект, при котором электроны перескакивают от одного атома к следующему. Физики предпочитают описывать это явление как движение положительно заряженной дырки в противоположном направлении. Но независимо от того, как описывается это явление, твердо установлено, что для активации проводимости такого вещества, как кремний, требуется меньше энергии, если в кристалле содержится небольшое количество донора электронов типа фосфора либо акцептора электронов типа бора.[c.632]

    Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул Р4, схематически изображенных на рис. 21.25. Как было отмечено в разд. 8.7, ч. 1, валентные углы по 60″, как в молекуле Р4, довольно редко встречаются в других молекулах. Они свидетельствуют о наличии очень напряженных связей, что согласуется с высокой реакционной способ- [c.321]


    Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном мектронном слое атома свободных /-орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота. [c.414]

    Электронная структура фосфорорганических соединений и природа химических связей энергии и длины связей фосфора валентные углы образование связей с участием Зй-орб италей . [c.63]

    В еще большей мере ароматические свойства присущи фосфо-риновому кольцу. 2,4,6-Трифенилфосфорнн не аутоокисляется и не кватернизуется при действии иодистого метила или борофторида триэтилоксония . В то же время взаимодействие его с нуклеофильными реагентами — алкил- или ариллитиевыми соединениями, легко протекает в бензоле уже при комнатной температуре» . При этом атака происходит по фосфору, валентная оболочка которого расширяется до децета, и возникает стабилизованный резонансом фосфо-рин-анион (1). Образование аниона (I) доказано при помощи ПМР и УФ-спектров. Гидролиз реакционной смеси, имеющей глубокую сине-фиолетовую окраску, приводит к 1-алкил(арил)-2,4,6-три- [c.628]

    Приготовление силикатных фосфоров. Химический состав фосфоров, структура фосфоров, валентность Мп. Существует значительное число различных методик приготовления кристаллофосфоров на силикатной основе. В качестве примера мы приведём одну из них [270]. Хорошо очищенный аммиачный раствор окиси цинка, водный раствор азотнокислого марганца н спиртовой раствор кремниевой кислоты (этилсиликат) сливают вместе при этом образуется гель. Гель высушивается, растирается и прокаливается до 1200° С в кварцевых сосудах и после прокаливания быстро охлаждается. При малом содержании Мп прокаливание монгно вести в воздухе при больпюм содержании Мп, во избежание его окисления, прокаливание ведётся в атмосфере углекислоты. [c.411]

    Каталитическое окисление нефтяных остатков. Имеется множество попыток ускорить процесс окисления сырья, повысить качество или придать определенные свойства окисленному битуму с помощью различных катализаторов и инициаторов. В качестве катализаторов окислительногвосстановительных реакций предложено применять соли соляной кислоты и металлов переменной валентности (железа, меди, олова, титана и др.). В качестве катализаторов дегидратации, алкилирования и крекинга (перенос протонов) предложены хлориды алюминия, железа, олова, пятиокись фосфора в качестве инициаторов окисления — перекиси. Большинство из этих катализаторов инициирует реакции уплотнения молекул сырья (масел и смол) в асфальтены, не обогащая битумы кислородом. Возможности ускорения процесса окисления сырья и улучшения свойств битума (в основном в направлении повышения пенетрации при данной температуре размягчения), приводимые в многочисленной патентной литературе, обобщены в [63], но, поскольку авторы патентов делают свои предложения, не раскрывая химизма процесса, их выводы в настоящей монографии не рассматриваются. Исследования А. Хойберга [64, 65] [c.141]

    В большинстве случаев галоидирование ускоряется под действием светового облучения (длина волны 3000—5000 А) или высокой температуры (в присутствии катализатора или без него). В качестве катализаторов обычно применяют галоидные соединения металлов, имеющих два валентных состояния, способные отдавать атомы галоидов при переходе из одного валентного состояния в другое, — P I5, P I3, Fe lg. Используют также хлористую сурьму или хлористый марганец, а также неметаллические катализаторы — иод, бром или фосфор. [c.259]

    Литий и натрий имеют умеренное сродство к электрону сродство к электрону бериллия отрицательно, а у магния оно близко к нулю. В атомах Ве и М валентная х-орбиталь полностью заполнена и присоединяемый электрон должен заселять расположенную выше по энергии р-орбиталь. Азот и фосфор имеют небольшое сродство к электрону, потому что присоединяемый электрон должен спариваться в этих атомах с одним из электронов на полузаполненнь х р-орбиталях.[c.400]

    Атомы элементов третьего и следующих периодов часто не подчиняются правилу октета. Некоторые из них обнаруживают поразительную способность связываться с большим числом атомов (т. е. окружаться больщим числом электронных пар), чем предсказывает правило октета. Например, фосфор и сера образуют соединения PF5 и SF соответственно. В льюисовых структурах этих соединений все валентные электроны тяжелого элемента используются им для образования связей с другими атомами  [c.475]

    В этих схемах полной стрелкой показано положение координационной связи. Фигурирующие здесь донорные элементы (сера, -мышьяк и азот), а также селен, фосфор и другие не образуют соединений, обладающих свойства.ми каталитических ядов, если они находятся в состоянии наивысшей валентности, поскольку в этом случае молекулы не обладают парами свободных электронов. То же справедливо для ионов этих элементов. Например, сульфит-ион является ядом, в то время как сульфат-ион им не является [c. 50]

    Числом электронов наружной оболочки определяются валентные состояния, свойственные данному элементу, а следовательно, типы его соединений — гидридов, окислов, гидроокисей, солей и т. д. Так, в наружных оболочках атомов фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута находится одинаковое число (пять) электронов. Этим определяется одинаковость их основных валентных состояний (—3, -fЗ, -Ь5), однотипность гидридов ЭНз, окислов Э2О3 и ЭаОб, гидроокисей и т. д. Данное обстоятельство в конечном счете и является причиной того, что указанные элементы располагаются в одной подгруппе периодической системы. [c.42]

    Таким образом, число непарных электронов в атомах бериллия, бора и углерода, находящихся в возбужденном состоянии, соответствует фактической валентности этих элементов. Что же касается атомов азота, кислорода и фтора, то возбуждение их не может привести к увеличению чис.г а неиарных электронов во втором уровне их электронных оболочек. Однако у аналогов этих элементов — фосфора, серы и хлора,— поскольку на третьем уровне их [c. 45]

    Число непарных электронов в атоме фосфора прн возбуждении достигает пяти, что соответствует его фактической максимальной палентности. При возбуждении атома серы число непарных электронов увеличивается до четырех и даже до [иести, а у атома хлора— до трех, пяти и, максимально, до семи, что также соответствует фактическим значениям проявляемой ими валентности. Подобным же образом ведут себя при возбул[c.46]

    Пентахлорид фосфора в твердом состоянии имеет одну модификацию с ионной решеткой, состоящей из ионов РС и РС1 . Напишите льюисовы (валентные) структуры этих ионов и предскажите их геометрическое строение. Какая гибридизация орбиталей используется атомом фосфора в каждом из этих ионов для образования связей с атомами хлора Почему РС15 в твердом состоянии существует в виде ионного соединения, тогда как в газовой фазе его устойчивой формой являются нейтральные мо.пекулы  [c.334]


Тема №7241 Электроотрицательность

Электроотрицательность

Степень окисления и валентность химических элементов

♦ Степень окисления — это условный заряд атома, вычисленный из предположения, что все связи между атомами в соединении — ионные (т. е. все связывающие электронные пары полностью смещены к более электроотрицательному атому).

Правила для определения степеней окисления химических элементов

1)    Металлы в подавляющем большинстве сложных соединений имеют положительные степени окисления.

2)    Неметаллы могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления. В соединениях с водородом и металлами степени окисления неметаллов всегда отрицательные.

3)    Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в Периодической таблице Д. И. Менделеева.

4)    Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов обычно определяется числом электронов, которых атому не хватает до завершения внешнего электронного уровня, и поэтому равна: — (8 — номер группы, в которой находится элемент).

5)    Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными.

6)    Некоторые элементы во всех сложных соединениях имеют постоянную степень окисления, значение которой следует запомнить, руководствуясь положением элемента в Периодической таблице Д. И. Менделеева:

Элементы с постоянной степенью окисления

Степень окисления

Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

+ 1

Все элементы II группы, кроме Hg: Be, Mg, Ca, Sc, Ba, Ra, Zn, Cd

+2

Алюминий Al

+3

Фтор F

-1

Водород и кислород в большинстве сложных соединений имеют постоянные степени окисления, но есть исключения:

Эле

мент

Ст. окисл. в большинстве соединений

Исключения

Н

+1

Гидриды активных металлов:

LiH, NaH, KH, CaH2 и др. , в которых степень окисления водорода равна —1

О

-2

Пероксиды водорода и металлов: Н2О2, Na2O2, BaO2, в которых степень окисления кислорода равна —1. Фторид кислорода ОF2, в котором степень окисления кислорода равна +2

7)    Все остальные элементы имеют в сложных соединениях переменные степени окисления.

8)    В молекулах простых веществ степень окисления элементов равна нулю.

9)    Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе — заряду иона.

♦ Валентность — способность атомов химического элемента образовывать определенное число ковалентных связей с другими атомами.

Валентные возможности атома определяются числом электронных орбиталей, которые могут принимать участие в образовании ковалентных химических связей и, таким образом, связаны с его электронным строением.

В образовании химических связей могут принимать участие неспаренные электроны, число которых может возрастать за счет распаривания электронов в пределах одного электронного уровня при переходе атома в возбужденное состояние. Например, в основном состоянии атом углерода имеет электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 2s22p2 и содержит два неспаренных р-электрона. Валентность атома углерода в невозбужденном состоянии равна двум:

2s    2p

В возбужденном состоянии происходит распаривание s-электронов, один из которых переходит на р-подуровень. Электронная конфигурация внешнего электронного уровня атома углерода в возбужденном состоянии 2s’2p3. В возбужденном состоянии число неспаренных атомов углерода возрастает до четырех, и углерод становится четырехвалентным:

Ш 11 it 11

2s    2p

Однако не все элементы II периода могут перейти в возбужденное состояние и тем самым увеличить валентность за счет распаривания электронов. К числу этих элементов относятся азот, кислород и фтор, у атомов которых на втором электронном уровне нет свободных орбиталей, на которые могли бы перейти распаренные электроны (d-орбитали у атомов элементов II периода отсутствуют).

В отличие от азота, кислорода и фтора у атомов элементов тех же соответствующих главных подгрупп — фосфора, серы и хлора — возможен переход атомов в возбужденное состояние. При этом электроны с s- и р-подуровня переходят на свободные орбитали d-подуровня. Вследствие этого фосфор, в отличие от азота, может быть пятивалентным, сера, в отличие от кислорода, — шестивалентной, а хлор, в отличие от фтора, — семивалентным.

Распаривание электронов в атоме фосфора при переходе в возбужденное состояние можно изобразить схемой:

P

 

 

 

 

 

 

P*

 

t

 

 

 

 

 

t

t

t

3d

 

t

t

t

3d

N

3p

->

t

3p

 

3s    3s

В возбужденном состоянии валентность фосфора за счет распаривания электронов равна V.

Процесс распаривания электронов в атоме серы при переходе в возбужденное состояние можно изобразить аналогичной схемой:

S

 

 

S*

 

t t

 

N t t

3d

t t t

3d +E

N

3p

 

n

3p

 

3s    3s

S*

 

t

t

t

 

 

 

t

t

t

3d

t

3p

 

3s

Таким образом, в возбужденном состоянии валентность серы за счет распаривания электронов может увеличиваться до IV и VI.

Если химический элемент способен к образованию ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму, то его валентность может превышать число неспаренных электронов. В этом случае валентность элемента определяется числом орбиталей, способных принимать участие в образовании ковалентных связей. К их числу относятся орбитали с неподеленными электронными парами (доноры электронов) и свободные орбитали (акцепторы электронов). Так, атом азота, имеющий неподеленную электронную пару, способен к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, вследствие чего его валентность может возрасти до максимального для азота значения — IV. При этом степень окисления азота в катионе аммония NHбудет иметь такое же значение, как и в аммиаке NH3, т. е. —3. Таким образом, валентность и степень окисления численно могут не совпадать.

Такое несовпадение валентности со степенью окисления характерно для органических соединений: углерод в органических соединениях всегда четырехвалентен, а степень окисления может принимать разные значения, включая дробные и ноль. Например, в молекуле формальдегида СН20 валентность углерода равна IV, а степень окисления — нулю.

Акцептором электронов могут быть, например, атомы бора В и алюминия Al, имеющие в возбужденном состоянии одну свободную р-орбиталь:

 

t

 

 

 

t

t

 

п

p

 

t

P

s    s

Например, при взаимодействии аммиака NH3 с фторидом азота (III) NF3 между атомами азота и бора возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму:

BF3 + :NH3 —> F3B — NF3

акцептор донор

Вследствие этого атомы бора и азота образуют по четыре ковалентные связи, и значение их валентности увеличивается до IV.

В молекуле оксида углерода (II) CO атомы связаны тремя ковалентными связями: две связи образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному. Кислород является донором электронов, а углерод, атом которого имеет свободную орбиталь, — акцептором: С = О. Валентность углерода и кислорода в СО равна III, при этом степень окисления углерода составляет +2, а кислорода 

Фосфор — презентация онлайн

1. Фосфор

Материал для повторения и подготовки к ГИА
Учитель химии МОУ «Гимназия №1» г. Саратов
Шишкина И.Ю.

2. содержание

• Введение…………………………………………………………………………….
• История развития фосфора…………………………………………………………
• Природные соединения и получение фосфора……………………………………
• Химические свойства………………………………………………………………
• Аллотропные изменения……………………………………………………………
• а) белый……………………………………………………………………………..
• б) красный……………………………………………………………
• в) черный…………………………………………………………………………….
• Оксиды фосфора……………………………………………………………………
• Ортофосфорная кислота…………………………………………………………. ..
• Ортофосфаты……………………………………………………………………….
• Фосфор в организме человека……………………………………………………..
• Спички……………………………………………………………………………….
• Фосфорные удобрения……………………………………………………………..
• Заключение………………………………………………………………………….
• 1. Значение фосфора………………………………………………………………..
• 2. Применение фосфора……………………………………………………………
Список используемой литературы………………………………………………..

3. Введение:

• Пятая группа Периодической системы включает два
типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка
и ванадия. Между первым и вторым типическими
элементами наблюдается значительное различие в
свойствах.
• В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое
вещество.
• Эти два вещества получили большую область применения,
хотя когда азот впервые был выделен из воздуха его
посчитали вредным газом, а на продаже фосфора удавалось
заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его
способность светиться в темноте).

4. История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из …
мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик
Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и
углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год.
Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью
алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты.
Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю»,
считавшейся основой философского камня,
Бранд заинтересовался человеческой мочей.
Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования
сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое
красное «уринное масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая
последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на
стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество
фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец».
Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был
известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году.
В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в
XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной
солью (NaCl), поташом (K2CO3) и углем (C). Лишь к 1777 году К.В.Шееле заработал способ
получения фосфора из рога и костей животных.

5. Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В
отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в
природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора апатит Са5(РО4)3X (Х — фтор, реже хлор и гидроксильная группа) и фосфорит,
основой которого является Са3(РО4)2. Крупнейшее месторождение апатитов
находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи
фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской,
Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых
белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных
и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты
фосфором мозговые клетки.
В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая
апатит углем в присутствии кремнезема:
Ca3(PO4)2+3SiO2+5C
3CaSiO3+5CO+2P
Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2,
которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

6. Химические свойства

• Электронная конфигурация атома фосфора
• 1s22s22p63s23p3
• Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех
неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне
объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии
валентность фосфора равна 3.
• Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки dорбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3Sэлектроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что
приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов.
• Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии
равна 5.
• В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5(P2O5,
h4PO4), реже +3(P2O3, PF3), -3(AlP, Ph4, Na3P, Mg3P2).
Переход атома фосфора в возбужденное состояние
S
P
D
Аллотропная
модификация
Плотность tпл.
Белый
1,82г/см3
Красный
2,34г/см3 590°С
Черный
2,7 г/см3 Наиболее устойчивая модификация. По внешнему виду он похож на
графит. При нагревании переходит в красный
фосфор. При нормальных условияхполупроводник, под давлением проводит
электрический ток как металл. В отличие от белого
фосфора красный и черный фосфор не растворяются в
сероуглероде, они не ядовиты и не огнеопасны.
Tкип
44,1°С 287,3°С
416°С
Внешний вид и характерные
признаки
Белый кристаллический порошок,
ядовит,самовозгорается на воздухе. При
250—260°С переходит в красный(рис.3).
Очень хорошо растворим в
сероуглероде.
Красный кристаллический или аморфный
порошок, не ядовит. При 220°С и 108 Па
переходит в черный фосфор. Загорается
на воздухе только при поджигании. Цвет
красного фосфора в зависимости от
способа и условий получения может
меняться от светло-красного до
фиолетового и темно-коричневого.

9. Белый фосфор

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную
кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4. Из-за слабости
межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в
неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма
реакционноспособное вещество.
Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами.
Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением.
Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень
токсичен.
Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной
кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их
применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся
часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и
зажигательных смесей.
Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение
особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд.
Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных
тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей.
Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить
белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах.
Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком.
Обожженную кожу следует промыть раствором KMnO4 или CuSO4. Противоядием при
отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO4.
При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную
модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор
относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она
колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности
красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым
фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры
Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи.

10. Красный и черный фосфор

• Красный фосфор находит применение в металлургии,
производстве полупроводниковых материалов и ламп
накаливания, используется в спичечном производстве.
• Наиболее стабильной модификацией фосфора является
черный фосфор. Его получают аллотропным
превращением белого фосфора при t=2200C и
повышенным давлением. По внешнему виду он
напоминает графит. Кристаллическая структура черного
фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев
(рис.2). Черный фосфор – это наименее активная
модификация фосфора. При нагревании без доступа
воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого
конденсируется в белый фосфор.
3
Опыт,
иллюстрирующий
переход красного
фосфора в белый
1-молекулы белого фосфора;
2-кристаллическая. решетка
черного фосфора

12. Оксид фосфора (V) — Р2О5

Фосфор образует несколько оксидов.
Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10.
Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида
сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Белые кристаллы, t пл.= 5700оС, t кип.= 6000оC, ρ= 2,7 г/см3. Имеет несколько
модификаций. В парах состоит из молекул P4h20, 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
1) P2O5 + h3O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)
P2O5 + 2h3O = h5P2O7 (пирофосфорная кислота)
P2O5 + 3h3O = 2h4PO4 (ортофосфорная кислота)
2) P2O5 + 3BaO =Ba3(PO4)2
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется
в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и
дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он
превосходит все остальные вещества.

13. Ортофосфорная кислота.

Известно несколько кислот, содержащих фосфор.
Важнейшая из них — ортофосфорная кислота
Н3РО4
Безводная ортофосфорная кислота представляет
собой светлые прозрачные кристаллы, при
комнатной температуре расплывающиеся на
воздухе. Температура плавления 42,35оС. С
водой фосфорная кислота образует растворы
любых концентраций.

14. Ортофосфорная кислота.

Получение ортофосфорной кислоты
В лаборатории
окисление
фосфора 30%ной азотной
кислотой:
3P + 5NO3 +
2h3O = 3h4PO4
+ 5NO
В промышленности
Экстракционный
метод
обработка измельченных
природных фосфатов
серной кислотой:
2P + 5h3SO4 = 2h4PO4 +
5SO2 + 2h3O
Термический метод
Термический метод состоит в
восстановлении природных
фосфатов до свободного
фосфора с последующим его
сжиганием до Р4О10 и
Ортофосфорная кислота затем растворением последнего в
отфильтровывается и
воде. Производимая по данному
концентрируется упариванием. методу ортофосфорная кислота
характеризуется более высокой
чистотой и повышенной
концентрацией (до 80%).

15. Физические свойства Н3РО4

• Ортофосфорная кислота в чистом виде при обычных условиях представляет
бесцветные кристаллы ромбической формы, плавящиеся при температуре
42.3оС. Однако с такой кислотой химики встречаются редко. Гораздо чаще они
имеют дело с полугидратом Н3РО4 * 0.5 Н2О, который выпадает в виде
бесцветных гексагональных призм при охлаждении концентрированных
водных растворов ортофосфорной кислоты. Температура плавления
полугидрата 29.3оС.
• Чистая Н3РО4 после плавления образует вязкую маслообразную жидкость с
малой электрической проводимостью и сильно пониженной способностью к
диффузии. Эти свойства, а также детальное изучение спектров показывают,
молекулы Н3РО4 в данном случае практически не диссоциированы и
объединены прочными водородными связями в единую макромолекулярную
структуру. Как правило, молекулы связаны друг с другом одной, реже двумя и
очень редко тремя водородными связями.
• Если же кислоту разбавлять водой, то ее молекулы охотнее образуют
водородные связи с водой, чем друг с другом. Из-за таких «симпатий» к воде
кислота смешивается с ней в любых отношениях. Энергия гидратации здесь не
так велика, как у серной кислоты, поэтому разогревание Н3РО4 при
разбавлении не столь сильное и диссоциация выражена меньше. По первой
ступени диссоциации ортофосфорная кислота считается электролитом
средней силы (25 — 30%), по второй — слабым, по третьей — очень слабым.
Химические свойства ортофосфорной кислоты
общие с другими кислотами
специфические
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску
индикаторов. Диссоциация происходит
ступенчато:
Н3РО4———>Н++Н2РО4Н2РО-4———> Н++НРО42НРО42- ———> Н++РО43Легче всего идет диссоциация по первой ступени
и труднее всего — по третьей
2. Реагирует с металлами, расположенными в
вытеснительном ряду до водорода:
6Nа+2Н3РО4 ———>2Nа3РО4+ЗН2
3. Реагирует с основными оксидами:
ЗСаО+2Н3РО4 ———>Са3(РО4)2+ЗН2О
4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если
кислота взята в избытке, то образуются кислые
соли:
Н3РО4+3NaОН ———>Nа3РО4+ЗН2О
Н3РО4+2NН3———>(NН4)2НРО4
Н3РО4+NаОН ———>NаН2РО4+Н2О
5. Реагирует с солями слабых кислот:
2Н3РО4+ЗNа2СО3 ——>2Nа3РО4+ЗСО2+ЗН2О
1.При нагревании постепенно превращается в
метафосфорную кислоту:
2Н3Р04 ———>Н4Р207+Н20 (двуфосфорная
кислота)
Н4Р2О7 ———>2НРО3+Н2О
2. При действии раствора нитрата серебра (I)
появляется желтый осадок:
Н3РО4+ЗАgNО3———> Ag3P04+3HN03
желтый осадок
3. Ортофосфорная кислота играет большую роль
в жизнедеятельности животных и растений. Ее
остатки входят в состав
аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.
При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.
С АТФ вы подробнее ознакомитесь в курсе общей
биологии и органической химии

17.

Химические свойства Н3РО4 При нейтрализации фосфорной кислоты щелочами
образуются соли: дигидрофосфаты, гидрофосфаты, а
также фосфаты, например:
Н3РО4 + NaOH = Nah3PO4 + h3O
дигидрофосфат
натрия
h4PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2h3O
гидрофосфат
натрия
h4PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3h3O
фосфат
натрия

18. Фосфор в организме человека

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В
виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и
животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов,
нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в
энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ).
Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре
составляет 1,2 г.
Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100
г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты
фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра.
Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать
баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием:
оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет
1,5/1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию
кальция из костей, а при избытке кальция развивается
мочекаменная болезнь.

19. Спички

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью
красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной
головки входят окислители
(PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от
зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку,
воспламеняется.
Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора –
были созданы лишь 1827 г. 6P + 5KCLO3 = 5KCL + 3P2O5
Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что
нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор
очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными
спичками, как из-за неосторожного обращения, так и с целью
самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько
спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам
пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день.
Промышленное производство безопасных спичек началось в
Швеции в 60-х гг. XIX века.
Минеральные удобрения
Название
удобрения
Химический
состав
Цвет и внешний вид Получение в промышленности и
нахождение в природе
1.
Нитрат натрия
(натриевая
селитра)
Нитрат
калия
(калийная
селитра)
Азотные
удобрения
Белое или серое
NaNO3
(15—16% N) кристаллическое
вещество с
гигроскопическими
свойствами (серый
цвет придают
примеси)
KN03
(12,5—13%
N)
Нитрат аммония Nh5NO3
(аммиачная
(15—16% N)
селитра)
Получают при производстве
азотной кислоты. Нитрозные
газы (N0и NО2), не поглощенные
водой, пропускают через растворы
соды: Na2CO3+2NO2 ——>
NaNO3+NaNO2+CO2
Белое кристаллическое Сравнительно небольшие залежи
вещество
КNО3 находятся в Средней Азии. В
промышленности его получают так:
KCl + NaNO3 ———>NaCl + KN03
Белое
кристаллическое,
весьма
гигроскопическое
вещество
Получают при нейтрализации 48
— 60%-ной азотной кислоты
аммиаком:
Nh4+HNO3 ———>Nh5NO3
Полученный раствор
концентрируют и в специальных
башнях производят
кристаллизацию
Минеральные удобрения
Название
удобрения
Химический
состав
Получение в промышленности и
нахождение в природе
Цвет и внешний
вид
1.
Азотные
удобрения
Сульфат
аммония
(Nh5)2S04
(20,5—21% N)
Белый(из-за примесей
Получают при взаимодействии
серый или зеленоватый) аммиака с серной кислотой:
кристаллический
2Nh4+h3SO4 ———>(Nh5)2SO4
порошок, слабо гигроскопичен
Карбамид
CO(Nh3)2
(46% N)
Белое мелкокристал
лическое,
гигроскопиче
ское, иногда
зернистое
вещество
2..
Простой
суперфосфат
Ca(h3P04)2
•2h3O
CaSO4∙2h3O
(до 20% P2O5)
Фосфорные
Серый
мелкозернистый
порошок
Получают при взаимодействии оксида углерода (IV) с аммиаком (при
высоком давлении и температуре):
CO2+2Nh4 ———>CO(Nh3)2+h3O
удобрения
Получают при взаимодействии
фосфоритов или апатитов с серной
кислотой:
Са3(РО4)2+2Н25О4———>
Са(Н2РО4)2+2СаSО4
Минеральные удобрения
Название
удобрения
Химический
состав
2..
3.
Хлорид
калия
KCl
(52—60%
K20)
Фосфорные
Сходен с
простым
суперфосфат
ом
Двойной
Ca(h3PO4)2
суперфосфат •H O
2
(40% P205)
Получение в промышленности и
нахождение в природе
Цвет и
внешний
вид
Калийные
Белое
мелкокриста
л
лическое
вещество
удобрения
Производство осуществляется в
две стадии:
а)Са3(РО4)2+ЗН2SО4 ——> 2Н3РО4
+ЗСаSО4
СаSО4 оседает, и его отделяют филь
трованием:
б)Са3(Р04)2+4Н3Р04 ——> ЗСа(Н2Р04)2
удобрения
Хлорид калия встречается в при
роде в виде минерала сильвинита
(NaCI∙KCI)
Минеральные удобрения
Название
удобрения
Химическ
ий состав
3.
Цвет и внешний
вид
Калийные
Получение в
промышленности и
нахождение в природе
удобрения
Дигидроорто Nh5h3PO4

фосфат
примесями)
аммония
Белый(из-за
примесей
сероватый)
кристаллический
порошок
Получают при взаимодействии
ортофосфорной кислоты с
аммиаком:
Nh4+h4P04 ———> Nh5h3PO4
Гидроортофосфат аммония
Такой же, как
дигидроортофосф
ат аммония
Получают аналогично
дигидроортофосфату
аммония:
(Nh5)2HPO4
c (Nh5)2S04
и другими
примесями
2Nh4+h4P04 ———> (Nh5)2HPO4

24. Значение фосфора

Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших
компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для
построения своих самых жизненно важных частей — семян и плодов.
Производные ортофосфорной кислоты очень нужны не только растениям,
но и животным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства
живых организмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме
того, ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с
органическими веществами, активно участвуют в процессах обмена
веществ живого организма с окружающей средой. В результате этого
производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и
соединительных тканях организмов человека и животных. Особенно
много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток,
что позволило А.Е. Ферсману, известному геохимику, назвать фосфор
«элементом мысли». Весьма отрицательно (заболевание животных
рахитом, малокровие, и др.) сказывается на состоянии организма
понижение содержания в рационе питания соединений фосфора или
введение их в неусвояемой форме.

25. Применение фосфора

Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко.
Основным ее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений. Для этих
целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т. Фосфорные
удобрения не только способствуют повышению урожайности различных сельскохозяйственных
культур, но и придают растениям зимостойкость и устойчивость к другим неблагоприятным
климатическим условиям, создают условия для более быстрого созревания урожая в районах с
коротким вегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуя ее
структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимости других
содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихся вредных органических
веществ.
Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность. Дело в том, что на вкус
разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее добавки в мармелады,
лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством обладают и
некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в
хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба.
Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности.
Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево
негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные
плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы.
Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отраслях промышленности, в
строительстве, разных областях техники, в коммунальном хозяйстве и быту, для защиты от
радиации, для умягчения воды, борьбы с котельной накипью и изготовления различных моющих
средств.
Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфаты служат
катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования и полимеризации углеводородов.
Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты, пластификаторы,
смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты в холодильных установках. Соли кислых
алкилфосфатов используют как поверхностно-активные вещества, антифризы, специальные
удобрения, антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционной
переработки урановорудных щелоков.

26. Задания

Фосфор
1. Составьте электронную формулу атома фосфора. Объясните, что происходит с
электронной конфигурацией атома, когда он проявляет высшую степень окисления.
2. Какие степени окисления может проявлять фосфор в соединениях? Приведите примеры
этих соединений. Составьте электронную формулу атома фосфора в степени окисления
+3.
3. В чем состоят основные различия физических и химических свойств красного и белого
фосфора. Как можно отделить красный фосфор от примеси белого?
4. Рассчитайте относительную плотность фосфина по водороду и воздуху. Легче или
тяжелее фосфин этих газов?
5. Как можно осуществить переход от красного фосфора к белому и обратно? Являются ли
эти процессы химическими явлениями? Ответ поясните.
6. Вычислите массу фосфора, который надо сжечь в кислороде для получения оксида
фосфора (V) массой 3,55 г?
7. Смесь красного и белого фосфора массой 20 г обработали сероуглеродом.
Нерастворившийся остаток отделили и взвесили, его масса составила 12,6 г. Вычислите
массовую долю белого фосфора в исходной смеси.
8. Каков тип химической связи в соединениях: а) РН3; б) РСl5; в) Li3Р. В полярных веществах
укажите направление смещения общих электронных пар.
9. Фосфин можно получить действием соляной кислоты на фосфид кальция. Рассчитайте
объем фосфина (нормальные условия), который образуется из 9,1 г фосфида кальция.
Массовая доля выхода продукта составляет 90%.

27. Ортофосфорная кислота и ее соли

1. Напишите уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и следующими веществами:
а) оксидом магния; б) карбонатом калия; в) нитратом серебра; г) сульфатом железа (II).
2. Составьте уравнения реакций между ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия, в
результате которых образуются 3 типа солей: средняя и две кислых.
3. Какая из кислот является более сильным окислителем: азотная или ортофосфорная? Ответ
поясните.
4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
Р → Р205 →Н3Р04 →Nа3Р04 → Са3(Р04)2
5. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения:
Р →Са3Р2 →РН3 →Р2О5 →К3Р04 →Са3(Р04)2→Са(Н2Р04)2
Напишите уравнения этих реакций.
6. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих
окислительно-восстановительных реакций:
а) РНз + О2 →Р2О5 + Н2О б) Са3(РО4)2 + С + SiO2 →СаSiO3 + Р + СО
7. Какую массу раствора с массовой долей фосфорной кислоты 40% можно получить из
фосфорита массой 100 кг с массовой долей Са3(РО4)2 93%?
8. Из природного фосфорита массой 310 кг получили фосфорную кислоту массой 195кг.
Вычислите массовую долю Са3(РО4)2 в природном фосфорите.
9. Водный раствор, содержащий фосфорную кислоту массой 19,6 г, нейтрализовали
гидроксидом кальция массой 18,5 г. Определите массу образовавшегося преципитата
СаHРО4 • 2Н2О.
10. Имеется раствор фосфорной кислоты массой 150 г (массовая доля Н3РО4 24,5%).
Рассчитайте объем аммиака (нормальные условия), который надо пропустить через раствор для получения дигидрофосфата аммония.
11. Какая соль образуется, если к раствору, содержащему Н3РО4 массой 4,9 г, добавили
гидроксид калия массой 2,8 г? Рассчитайте массу полученной соли

28. Минеральные удобрения

1. Какие азотные и фосфорные удобрения вы знаете? Составьте уравнения
реакций их получения. Для чего необходим растениям азот и фосфор?
2. Определите массовую долю оксида фосфора (V) в преципитате СаНРО4 • 2Н2О.
3. Массовая доля оксида фосфора (V) в суперфосфате равна 20%. Определите
массу суперфосфата, который надо ввести под плодовое дерево, если для
нормального развития дерева требуется фосфор массой 15,5 г.
4. Массовая доля азота в удобрении составляет 14%. Весь азот входит в
удобрение в составе мочевины СО(NН2)2. Вычислите массовую долю
мочевины в этом удобрении.
5. В суперфосфате массовая доля оксида фосфора (V) составляет 25%.
Рассчитайте, массовую долю Са(Н2РО4)2 в этом удобрении.
6. Рассчитайте массу сульфата аммония, который следует взять, чтобы внести в
почву на площадь 5 га азот массой 2 т. Какая масса удобрения должна попасть
на каждый квадратный метр почвы?
7. Вычислите массу нитрата аммония, который следует внести на площадь в
100га, если масса внесенного азота на площадь 1 га должна составлять 60 кг.
8. В почву под плодовое дерево необходимо ввести оксид фосфора (V) массой 0,4
кг. Какую массу суперфосфата надо взять в этом случае, если массовая доля
усвояемого оксида фосфора (V) в нем равна 20%?
9. Под плодовое дерево необходимо внести аммонийную селитру массой 140 г
(массовая доля азота в селитре равна 35%). Определите массу сульфата
аммония, с помощью которого можно внести то же количество азота.
Список использованной литературы:
1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 класса
общеобразовательных учреждений. – М., 5-е издание,
ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997г.
2. ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, М., ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984г.
3. ХИМИЯ. Справочник школьника, — М., 1995г.
4. ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА , 2000г.
5. Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., — М.,
1963г.
6. Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

Фосфор презентация, доклад

Текст слайда:

Применение фосфора

Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко.
Основным ее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений. Для этих целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около 100 млн. т. Фосфорные удобрения не только способствуют повышению урожайности различных сельскохозяйственных культур, но и придают растениям зимостойкость и устойчивость к другим неблагоприятным климатическим условиям, создают условия для более быстрого созревания урожая в районах с коротким вегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуя ее структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимости других содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихся вредных органических веществ.
Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность. Дело в том, что на вкус разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие ее добавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества. Этим же свойством обладают и некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфаты кальция, например, с давних пор входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкус булочек и хлеба.
Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности.
Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы.
Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отраслях промышленности, в строительстве, разных областях техники, в коммунальном хозяйстве и быту, для защиты от радиации, для умягчения воды, борьбы с котельной накипью и изготовления различных моющих средств.
Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфаты служат катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования и полимеризации углеводородов.
Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты, пластификаторы, смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты в холодильных установках. Соли кислых алкилфосфатов используют как поверхностно-активные вещества, антифризы, специальные удобрения, антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционной переработки урановорудных щелоков.

Электронная конфигурация фосфора(P) и орбитальная диаграмма

Фосфор(P) является 15-м элементом в периодической таблице, и его символ — «P». Электронная конфигурация фосфора и орбитальная диаграмма — основная тема данной статьи. Также обсуждались валентность и валентных электрона фосфора , различные реакции и образование соединений, образование связей. Надеюсь, прочитав эту статью, вы узнаете об этом подробно.

Общее количество электронов в фосфоре равно пятнадцати.Эти электроны расположены по определенным правилам разных орбит. Расположение электронов на различных орбитах и ​​орбиталях атома в определенном порядке называется электронной конфигурацией. Электронная конфигурация атомов фосфора (P) может быть выполнена двумя способами.

  • Электронная конфигурация по орбите
  • Электронная конфигурация по орбитали

Электронная конфигурация по орбитали подчиняется другим принципам. Например, принцип Ауфбау, принцип Хунда, принцип запрета Паули.На этом сайте опубликована статья с подробным описанием электронной конфигурации , вы можете прочитать ее, если хотите.

Электронная конфигурация фосфора(P) на орбите

Ученый Нильс Бор был первым, кто дал представление об орбите атома. Он представил модель атома в 1913 году. Там дается полное представление об орбите. Электроны атома вращаются вокруг ядра по определенной круговой траектории. Эти круговые пути называются орбитами (оболочками). Эти орбиты выражаются через n.[n = 1,2,3,4 . . . Порядковый номер орбиты]

Электронная конфигурация атома фосфора(P) (модель Бора)

K – название первой орбиты, L – вторая, M – третья, N – название четвертой орбиты. Электронная удерживающая способность каждой орбиты составляет 2n 2 .

Например,

  1. n = 1 для K-орбиты.
    Электронная удерживающая способность K-орбиты составляет 2n 2  = 2 × 1 2  = 2 электрона.
  2. Для L-орбиты n = 2.
    Электронная емкость L-орбиты составляет 2n 2  = 2 × 2 2  = 8 электронов.
  3. n=3 для М-орбиты.
    Максимальная емкость для электронов на М-орбите составляет 2n 2 = 2 × 3 = 18 электронов.
  4. n=4 для N-орбиты.
    Максимальная емкость для электронов на N-орбите составляет 2n 2 = 2 × 4 2 = 32 электрона.

Таким образом, максимальная емкость удерживания электронов на первой оболочке равна двум, на второй оболочке — восьми, а на третьей оболочке может быть максимум восемнадцать электронов. Атомный номер – это количество электронов в этом элементе.Атомный номер фосфора (P) равен 15. То есть число электронов в фосфоре равно пятнадцати. Следовательно, атом фосфора будет иметь два электрона на первой оболочке, восемь на 2-й орбите и пять электронов на 3-й оболочке. Следовательно, порядок числа электронов в каждой оболочке атома фосфора(P) равен 2, 8, 5.

Электроны могут быть правильно расположены по орбитам от элементов с 1 по 18. Электронная конфигурация элемента с атомным номером больше 18 не может быть правильно определено в соответствии с атомной моделью Бора.Электронная конфигурация всех элементов может быть выполнена с помощью орбитальных диаграмм.

Электронная конфигурация фосфора (P) через орбиталь

Немецкий физик Ауфбау впервые предложил идею электронной конфигурации через суборбиты. Метод Ауфбау заключается в том, чтобы выполнить конфигурацию электрона через подэнергетический уровень. Эти суборбитали обозначаются буквой «l».

Конфигурация электронов по принципу Ауфбау

Принцип Ауфбау заключается в том, что электроны, присутствующие в атоме, сначала завершают орбиталь с самой низкой энергией, а затем постепенно продолжают завершать орбиталь с более высокой энергией.Эти орбитали называются s, p, d, f. Электронная удерживающая способность этих орбиталей составляет s = 2, p = 6, d = 10 и f = 14. Метод электронной конфигурации Ауфбау: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Электронная конфигурация фосфора

Первые два электрона фосфора (P) входят на 1s-орбиталь. На s-орбитали может быть максимум два электрона. Следовательно, следующие два электрона переходят на 2s-орбиталь. На p-орбитали может быть максимум шесть электронов. Итак, следующие шесть электронов переходят на 2р-орбиталь.Вторая орбита теперь заполнена. Итак, оставшиеся электроны выйдут на третью орбиту. Тогда два электрона выйдут на 3s-орбиталь третьей орбиты, а оставшиеся три электрона окажутся на 3p-орбитали. Следовательно, электронная конфигурация фосфора (P) будет следующей: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Электронная конфигурация фосфора

Как написать орбитальную диаграмму для фосфора(P)?

Чтобы построить орбитальную диаграмму атома, вам сначала нужно знать принцип Хунда и принцип запрета Паули.Принцип Хунда состоит в том, что электроны на разных орбиталях с одинаковой энергией будут располагаться таким образом, чтобы они могли находиться в неспаренном состоянии максимального числа, и спин неспаренных электронов был бы однонаправленным. А принцип исключения Паули состоит в том, что значения четырех квантовых чисел двух электронов в атоме не могут быть одинаковыми. Чтобы написать орбитальную диаграмму фосфора (P), вы должны сделать электронную конфигурацию фосфора. О чем подробно говорилось выше.

Орбитальная диаграмма фосфора (P)

1s — ближайшая к ядру орбиталь с наименьшей энергией.Следовательно, электрон сначала выйдет на 1s-орбиталь. Согласно принципу Хунда, первый электрон войдет по часовой стрелке, а следующий электрон войдет на 1s-орбиталь против часовой стрелки. Орбиталь 1s теперь заполнена двумя электронами. Следующие два электрона попадут на 2s-орбиталь точно так же, как и на 1s-орбиталь. Следующие три электрона войдут на 2p-орбиталь по часовой стрелке, а следующие три электрона войдут на 2p-орбиталь в направлении против часовой стрелки.Следующие два электрона перейдут на 3s-орбиталь, а оставшиеся три электрона перейдут на 3p-орбиталь по часовой стрелке. Это наглядно показано на рисунке орбитальной диаграммы фосфора.

Орбитальная диаграмма фосфора (P)

Электронная конфигурация фосфора(P) в возбужденном состоянии

Атомы могут переходить с одной орбитали на другую в возбужденном состоянии. Это называется квантовым скачком. Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .У p-орбитали есть три суборбитали. Подорбитали: p x , p y и p z . Каждая суборбиталь может иметь максимум два электрона.

Электронная конфигурация основного состояния фосфора и орбитальная диаграмма

В электронной конфигурации основного состояния фосфора (P) три электрона 3p-орбитали расположены в подложках p x , p y и p z -орбитали, а спин трех электронов одинаков. Тогда правильная электронная конфигурация фосфора в основном состоянии будет 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 2 3P x 1 3P y 1 3P Z 1 .Следовательно, валентность фосфора равна 3. Валентность элемента определяется электронной конфигурацией в возбужденном состоянии. Когда атомы фосфора возбуждаются, атомы фосфора поглощают энергию. В результате электрон с орбиты 3s перескакивает на суборбиталь 3d xy . D-орбиталь имеет пять суборбиталей. Подорбитали: d xy , d yz , d zx , d x 2 -y 2 и d z 2 . Каждая суборбиталь может иметь максимум два электрона.

Электронная конфигурация возбужденного состояния фосфора и схема орбит

Вторая орбита атома фосфора заполнена электронами. Итак, электрон третьей орбиты перескакивает и переходит на другую суборбиталь третьей орбиты. Тогда электронная настройка фосфора (P *) в возбужденном состоянии будет 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 3P x 1 3P Y 1 3P Z 1 3d xy 1 .Эта электронная конфигурация показывает, что последняя оболочка атом фосфора имеет пять непарных электронов (3S 1 3P x 1 3P y 1 3P Z 1 3D XY 1 ) . Таким образом, валентность фосфора равна 5.

Электронная конфигурация иона фосфора (P

3- )

После расположения электронов видно, что последняя оболочка атома фосфора (P) имеет пять электронов. В этом случае валентных электрона фосфора равны 5.Элементы, имеющие 5, 6 или 7 электронов на последней оболочке, получают электроны последней оболочки во время образования связи. Элементы, которые принимают электроны и образуют связи, называются анионами. То есть фосфор(P) является анионным элементом.

P + 3e → P 3-

При образовании связи последняя оболочка фосфора получает электроны и превращается в ион фосфора. Электронная конфигурация иона фосфора (P 3-): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .Электронная конфигурация ионов фосфора показывает, что ионы фосфора имеют три оболочки, а 3-я оболочка имеет восемь электронов. Электронная конфигурация показывает, что ион фосфора (P 3-) приобрел -электронную конфигурацию аргона и достигает стабильной электронной конфигурации.

Электронная конфигурация иона фосфора (P 3- )

Часто задаваемые вопросы

Как вы записываете электронную конфигурацию для фосфора (P)?
Ответ: Электронная конфигурация фосфора (P) равна 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Сколько электронов у фосфора(P)?
Ответ: 15 электронов.

Сколько валентных электронов имеет фосфор(P)?
Ответ:  Пять валентных электронов.

Какой символ обозначает фосфор?
Ответ:  Фосфор обозначается буквой «P».

Какова валентность фосфора?
Ответ: Валентность фосфора равна 3 и 5.

Ссылка

Произошла ошибка при настройке файла cookie пользователя

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

2.6: Расположение электронов — Химия LibreTexts

Цели обучения

  • Опишите, как электроны группируются внутри атомов.

Хотя мы обсудили общее расположение субатомных частиц в атомах, мы мало сказали о том, как электроны занимают пространство вокруг ядра. Движутся ли они вокруг ядра случайным образом или существуют в каком-то упорядоченном порядке?

Современная теория поведения электрона называется квантовой механикой. Он делает следующие утверждения об электронах в атомах:

  • Электроны в атомах могут иметь только определенные удельные энергии. Мы говорим, что энергии электронов квантуются.
  • Электронов организованы в соответствии с их энергией в наборы, называемые оболочками (обозначены главным квантовым числом, n ). Как правило, чем выше энергия оболочки, тем дальше она (в среднем) от ядра. Оболочки не имеют определенного фиксированного расстояния от ядра, но электрон в оболочке с более высокой энергией будет проводить больше времени дальше от ядра, чем электрон в оболочке с более низкой энергией.
  • Оболочки дополнительно делятся на подмножества электронов, называемые подоболочками .Первая оболочка имеет только одну подоболочку, вторая оболочка имеет две подоболочки, третья оболочка имеет три подоболочки и так далее. Подоболочки каждой оболочки по порядку помечены буквами s , p , d и f . Таким образом, первая раковина имеет только один S S 9039 S ), вторая оболочка имеет 2 S и 2 P P 3 9037 S , 3 , 3 P , и 3 D и так далее.
Таблица \(\PageIndex{1}\): оболочки и вложенные оболочки
Корпус Количество субоболочек Имена подоболочек
1 1 1 с
2 2 2 шт. и 2 шт.
3 3 3s , 3p и 3d
4 4 , 4п , и
  • Различные подоболочки содержат разное максимальное количество электронов. Любая s подоболочка может содержать до 2 электронов; р , 6; д , 10; и ф , 14.
Таблица \(\PageIndex{2}\): количество электронов
Подоболочка Максимальное количество электронов
с 2
р 6
д 10
ф 14

Нас здесь больше всего интересует расположение электронов в оболочках и подоболочках, поэтому мы сосредоточимся на этом.

Мы используем числа, чтобы указать, в какой оболочке находится электрон. Как показано в таблице \(\PageIndex{1}\), первой оболочкой, ближайшей к ядру и с электронами с самой низкой энергией, является оболочка 1. Эта первая оболочка имеет только одну подоболочку, которая обозначена как 1 s и может содержать максимум 2 электрона. Мы объединяем метки оболочки и подоболочки, когда говорим об организации электронов вокруг ядра, и используем верхний индекс, чтобы указать, сколько электронов находится в подоболочке.Таким образом, поскольку атом водорода имеет свой единственный электрон в подоболочке s первой оболочки, мы используем 1 s 1 для описания электронной структуры водорода. Эта структура называется электронной конфигурацией. Электронные конфигурации — это краткое описание расположения электронов в атомах. Электронная конфигурация атома водорода произносится вслух как «один-эс-один».

атома гелия имеют 2 электрона.Оба электрона помещаются в подоболочку 1 s , потому что подоболочки s могут содержать до 2 электронов; поэтому электронная конфигурация атомов гелия имеет вид 1 с 2 (произносится как «один-эсс-два»).

Подоболочка 1 s не может содержать 3 электрона (поскольку подоболочка s может содержать максимум 2 электрона), поэтому электронная конфигурация атома лития не может быть 1 s 3 9 .Два электрона лития могут поместиться в подоболочку 1 s , но третий электрон должен попасть во вторую оболочку. Вторая оболочка имеет две подоболочки, s и p , которые заполняются электронами в указанном порядке. Подоболочка 2 s содержит максимум 2 электрона, а подоболочка 2 p содержит максимум 6 электронов. Поскольку последний электрон лития переходит в подоболочку 2 s , мы записываем электронную конфигурацию атома лития как 1 s 2 2 s 9 9 9 Ниже показана оболочечная диаграмма атома лития. Ближайшая к ядру оболочка (первая оболочка) имеет 2 точки, представляющие 2 электрона в 1 s , а самая внешняя оболочка ( 2 s ) имеет 1 электрон.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Оболочечная диаграмма атома лития (Li).

Следующий по величине атом, бериллий, имеет 4 электрона, поэтому его электронная конфигурация имеет следующий вид:Теперь, когда подоболочка 2 s заполнена, электроны в более крупных атомах начинают заполнять подоболочку 2 p . Таким образом, электронные конфигурации следующих шести атомов следующие:

  • B: 1 с 2 2 с 2 2 р 9
  • C: 1 с 2 2 с 2 2 р 2
  • N: 1 с 2 2 с 2 2 с 3
  • O: 1 с 2 2 с 2 2 р 4
  • F: 1 с 2 2 с 2 2 с 5
  • Ne: 1 с 2 2 с 2 2 с 6

С неоном подоболочка 2 p полностью заполнена. Поскольку вторая оболочка имеет только две подоболочки, атомы с большим количеством электронов теперь должны начинать третью оболочку. Третья оболочка имеет три подоболочки, помеченные s , p и d . Подоболочка d может содержать максимум 10 электронов. Первые две подоболочки третьей оболочки заполняются по порядку — например, электронная конфигурация алюминия с 13 электронами: 6 3 с 2 3 р 1 .Однако после заполнения подоболочки 3 p происходит любопытная вещь: подоболочка 4 s начинает заполняться раньше, чем подоболочка 3 d . На самом деле точная упорядоченность подоболочек в этот момент усложняется (после аргона с его 18 электронами), поэтому мы не будем рассматривать электронные конфигурации более крупных атомов. Четвертая подоболочка, подоболочка f , необходима для завершения электронных конфигураций для всех элементов. Подоболочка f может содержать до 14 электронов.

Электронное заполнение всегда начинается с 1 s подоболочки, ближайшей к ядру. Далее 2 S , 2 , 2 P , 3 S , 3 P , 4 9037 S , 3 D , 4 p , 5s, 4d, 5p, 6s, и т. д., показанные на диаграмме порядка заполнения электронной оболочки на рисунке \(\PageIndex{2}\).Следуйте за каждой стрелкой в ​​порядке сверху вниз . Подоболочки, которых вы достигаете вдоль каждой стрелки, задают порядок заполнения подоболочек в более крупных атомах.

Рисунок \(\PageIndex{2}\): порядок заполнения атома электронами.

Пример \(\PageIndex{1}\): электронная конфигурация атомов фосфора

Используя рисунок \(\PageIndex{2}\) в качестве руководства, запишите электронную конфигурацию нейтрального атома фосфора. Атомный номер Р 15.

Раствор

Нейтральный атом фосфора имеет 15 электронов.Два электрона могут попасть в подоболочку 1 s , 2 — в подоболочку 2 s и 6 — в подоболочку 2 p . Остается 5 электронов. Из этих 5 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а оставшиеся 3 электрона могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация нейтральных атомов фосфора 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 3 .

Упражнение \(\PageIndex{1}\): Электронная конфигурация атомов хлора

Используя рисунок \(\PageIndex{2}\) в качестве руководства, запишите электронную конфигурацию нейтрального атома хлора. Атомный номер Cl 17.

.
Ответить

Нейтральный атом хлора имеет 17 электронов. Два электрона могут попасть в подоболочку 1 s , 2 — в подоболочку 2 s и 6 — в подоболочку 2 p . Остается 7 электронов. Из этих 7 электронов 2 могут перейти в подоболочку 3 s , а остальные 5 электронов могут перейти в подоболочку 3 p . Таким образом, электронная конфигурация атомов нейтрального хлора составляет 1 S 2 2 S 2 2 P 2 P 6 3 S 2 3 P 5 .

Поскольку расположение в периодической таблице основано на конфигурации электронов, на рисунке \(\PageIndex{3}\) представлен альтернативный метод определения конфигурации электронов.Порядок заполнения просто начинается сверху слева, с водорода (Z=1) и включает каждую подоболочку по мере увеличения атомного номера ( Z) в порядке .

Рисунок \(\PageIndex{3}\): Эта периодическая таблица показывает электронную конфигурацию для каждой подоболочки. «Составляя» из водорода, эту таблицу можно использовать для определения электронной конфигурации любого атома в периодической таблице.

Например, первая строка (период 1) содержит только H и He, поскольку для заполнения подоболочки 1s требуется только два электрона.S-блок второй строки содержит только два элемента, Li и Be, для заполнения подоболочки 2s. За ним следует p-блок второй строки, содержащий 6 элементов (от B до Ne), поскольку для заполнения подоболочки 2p требуется шесть электронов. Третья строка аналогична элементам второй строки. Два электрона (Na и Mg) необходимы для заполнения подоболочки 3s, а шесть электронов (от Al до Ar) необходимы для заполнения подоболочки 3p. После заполнения блока 3 p до Ar мы видим, что следующей подоболочкой будет 4s (K, Ca), за которой следует подоболочка 3 d , заполненная десятью электронами (от Sc до Zn).Далее подоболочка 4p заполняется шестью электронами (от Ga до Kr). Как видите, таблица Менделеева, показанная на рисунке \(\PageIndex{3}\), обеспечивает простой способ запомнить порядок заполнения подоболочек при определении электронной конфигурации. Орден наполнительных подразделений одинаков: 1S, 2 S , 2 P , 3 , 3 S , 3 P , 4 S , 3 д , 4 р , 5с, 4д, 5п, 6с, и т. д.

Пример \(\PageIndex{2}\): Алюминий 

Используя рисунок \(\PageIndex{3}\) в качестве руководства, запишите электронную конфигурацию нейтрального атома алюминия. Атомный номер алюминия 13.

.

Раствор

Алюминий имеет 13 электронов.

Начало в периоде 1 периодической таблицы, рисунок \(\PageIndex{3}\) . Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s 2 ).

Перейти к периоду 2 (слева направо) .Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p 6 ).

Перейти к периоду 3 (слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s 2 ) и последний электрон в подоболочку 3p ( 3p 1 ).

Электронная конфигурация алюминия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Упражнение \(\PageIndex{2}\)

Используя рисунок \(\PageIndex{3}\) в качестве руководства, напишите электронную конфигурацию атома с 20 электронами

Ответить

Начать с периода 1 на рисунке \(\PageIndex{3}\) . Поместите два электрона в подоболочку 1s ( 1s 2 ).

Перейти к периоду 2 (слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 2s ( 2s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 2p ( 2p 6 ).

Перейти к периоду 3 (слева направо) . Поместите следующие два электрона в подоболочку 3s ( 3s 2 ) и следующие шесть электронов в подоболочку 3p ( 3p 6 ).

Перейти к этапу 4. Поместите оставшиеся два электрона в подоболочку 4s ( 4s 2 ).

Электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

4

Валентные электроны

При изучении химической реактивности мы обнаружим, что электроны на самом внешнем главном энергетическом уровне очень важны, и поэтому им дается специальное название. Валентные электроны — это электроны на самом высоком занятом основном энергетическом уровне атома.

В элементах второго периода два электрона на подуровне \(1s\) называются электронами внутренней оболочки и не участвуют непосредственно в реакционной способности элемента или в образовании соединений. Литий имеет один электрон на втором главном энергетическом уровне, поэтому мы говорим, что литий имеет один валентный электрон. Бериллий имеет два валентных электрона. Сколько валентных электронов у бора? Вы должны признать, что второй главный энергетический уровень состоит как из подуровней \(2s\), так и из подуровней \(2p\), поэтому ответ равен трем.6\), имеет восемь валентных электронов.

Щелочной металл натрия (атомный номер 11) имеет на один электрон больше, чем атом неона. Этот электрон должен пойти в подменущий меньший, 3 S S 9 2 2 7 S 2 2 P 6 3 s 1 конфигурация. Электроны, занимающие орбитали внешней оболочки (максимальное значение n ), называются валентными электронами, а электроны, занимающие орбитали внутренней оболочки, называются остовными электронами ( Рисунок \PageIndex4 ).Поскольку электронные оболочки остова соответствуют электронным конфигурациям благородных газов, мы можем сократить электронные конфигурации, написав благородный газ, который соответствует остовной электронной конфигурации, вместе с валентными электронами в конденсированном формате. Для нашего примера натрия символ [ne] представляет собой основные электроны, (1 S 2 2 S 2 2 P 6 ) и наша сокращенная или конденсированная конфигурация [Ne]3 с 1 .

Рисунок \(\PageIndex{4}\): Сокращенная конфигурация электронов ядра (справа) заменяет электроны ядра символом благородного газа, конфигурация которого соответствует конфигурации электронов ядра другого элемента.

Аналогично, сокращенная конфигурация лития может быть представлена ​​как [He]2 s 1 , где [He] представляет собой конфигурацию атома гелия, которая идентична заполненной внутренней оболочке лития. Написание конфигураций таким образом подчеркивает сходство конфигураций лития и натрия.1\]

Химическая реакция возникает в результате удаления электронов, добавления электронов или совместного использования валентных электронов различных атомов. Путь, по которому пойдет конкретный элемент, зависит от того, где в атоме находятся электроны и сколько их. Таким образом, удобно разделить электроны на две группы. Электроны валентной оболочки (или, проще говоря, валентных электронов ) — это электроны в оболочке с наибольшим номером или валентной оболочке, в то время как остовные электроны — это электроны в оболочках с меньшим номером.Мы можем увидеть от конфигурации электронов атом из углерода-1 S 2 2 S 2 2 P 2 — это имеет 4 валентных электрона (2 S 2 2 p 2 ) и 2 остовных электрона (1 s 2 ). В следующих главах вы увидите, что химические свойства элементов определяются количеством валентных электронов.

Пример \(\PageIndex{3}\) 

Осмотрите электронную конфигурацию нейтральных атомов фосфора в примере \ (\ pageInex {1} \), 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 р 3 и запишите сокращенное обозначение.

Раствор

фосфора имеет электронную конфигурацию, 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 3 .

Высокобыченная оболочка — это третья оболочка (3 S 2 3 P 3 ): 2 Электроны в 3 S Subshell и 3 электронов в 3 P . Это дает в общей сложности 5 валентных электронов .

10 электронов внутренней оболочки (сердцевины), 1 s 2 2 s 2 2 p 6 можно заменить на [Ne] (см. рисунок \(\PageIndex{3) ). Сокращенное обозначение: [Ne]3 s 2 3 p 3

Упражнение \(\PageIndex{3}\)

Осмотрите электронную конфигурацию нейтрального атома кальция (упражнение \ (\ Pageindex {2} \)), 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 р 6 2 , и запишите сокращенное обозначение.

Ответить

Оболочка с наибольшим номером — это четвертая оболочка 4s 2 , которая имеет 2 электрона в подоболочке 4 s . Следовательно, кальций имеет 2 валентных электрона .

18 Внутренняя оболочка (Core) электронов, 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 6 , могут быть заменены на [Ar], см. рисунок \(\PageIndex{3}\).Сокращенное обозначение: [Ar]4s 2

Пример \(\PageIndex{4}\)

Основываясь на их соответствующем расположении в периодической таблице (используйте рисунок \(\PageIndex{3}\)), определите количество валентных электронов и конфигурацию валентной оболочки элементов A, B и C.

Раствор

Элемент А расположен в Периоде 2, 5-й позиции в -блоке. Прежде чем электроны будут помещены в подоболочку 2p , сначала должна быть заполнена подоболочка 2s .Это означает, что A имеет два валентных электрона в 2s ( 2s 2 ) и пять валентных электронов в 2p ( 2p

4 5 ). Ответ: 2s 2 2p 5 . Он имеет 2 + 5 = 7 валентных электронов.

Элемент B расположен в Периоде 3, 2-й позиции в 3s -блоке. Это означает, что B имеет два валентных электрона в 3s ( 3s 2 ).Ответ: 3s 2 .

Элемент С расположен в Периоде 5, 1-я позиция в 5s -блок). Это означает, что имеется только одного валентного электрона в 5s ( 5s 1 ). Ответ: 5s 1 .

Упражнение \(\PageIndex{4}\)

Используя положение Na в периодической таблице (рисунок \(\PageIndex{3}\)), нарисуйте оболочечную диаграмму атома натрия.

Ответить

Натрий (Na) — первый элемент в 3-м ряду (период 3) периодической таблицы.Это означает, что первая и вторая оболочки атома Na заполнены до максимального числа электронов.

Первая оболочка (1s) заполнена 2 электронами . Вторая оболочка (2s и 2p) имеет всего 8 электронов . И, третья (последняя) оболочка имеет 1 электрон .

Диаграмма оболочки атома Na показана ниже. Ближайшая к ядру оболочка (первая оболочка) имеет 2 электрона (2 точки), вторая оболочка имеет 8 электронов, а последняя (самая внешняя) оболочка имеет 1 электрон.( 2.8.1 )

Упражнения по обзору концепции

  1. Как электроны организованы в атомах?
  2. Какую информацию несет электронная конфигурация?
  3. В чем разница между остовными электронами и валентными электронами?

Ответы

  1. Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядер.
  2. Электронная конфигурация определяет расположение электронов в оболочках и подоболочках.
  3. валентных электронов находятся на оболочке с наибольшим номером; все остальные электроны являются остовными электронами.

Ключи на вынос

  • Электроны организованы в оболочки и подоболочки вокруг ядра атома.
  • Валентные электроны определяют реакционную способность атома.

Какой будет максимальная валентность P с Cl?

11 буква решите этот вопрос вопрос говорит о том, какова будет максимальная валентность фосфора с хлором в этом вопросе мы должны сказать мне, какова максимальная валентность фосфора с хлором, так что если мы говорим о первом посте, напишите, что это элемент группы из 15 элементов группы, затем хлор является элементом группы 17. Ночью Nav оба являются неметаллами, и они будут ковалентно связываться в соединениях фосфора с хлором, теперь в основном фосфор имеет атомное число

, равное 15, и его конфигурация будет от 1 до 2 относится к топи 63 S2 EP 32, это конфигурация фосфора, и если мы напишем конфигурацию хлора сейчас, если вы напишете конфигурацию хлора, хлор имеет атомный номер 17, поэтому его конфигурация будет равна единице сегодняшней 22 p63 ace2three p хлору нужен один электрон, чтобы завершить его сортировку, а фосфору нужно 3 электрона, чтобы завершить программное обеспечение, поэтому в основном в соединениях фосфора

совместное использование электричества trons last 1, как это может происходить сейчас, если мы посмотрим на сообщение, это в основном 3 все еще, у которого есть два электрона, тогда это 3 P подоболочка, имеющая 3 электрона, это 3p, так что можно сделать для школы, чтобы разделить эти три неспаренных электрона со свободными атомами хлора это может быть разделено с тремя атомами хлора, и они будут формировать pcl3 теперь в pcl3. не участвуют в связывании, это одинокая пара Это одинокая пара на нет в этой молекуле pcl3 Фосфор показывает валентность 3 года показывает валентность свободного Валентность фосфора здесь теперь свободна, если вы посмотрите на другой случай сейчас что происходит в другом случае, у нас есть трехлетняя капсула, как это жутко, как это здорово, мы берем конфигурацию основного состояния фосфора, что происходит, это 33 P, у нас есть еще один 3D

орбитальный волос 3D теперь электрон в 3S может быть возбужден до 3D-орбитали, потому что здесь мы ослабили 3D-орбиталь, поэтому то, что происходит в возбужденном состоянии в 3S, будет один электрон в 3p будет 3 электрона, а в 3D будет один электрон, так что в в этом случае у нас нет пяти неспаренных электронов фосфора, эти электроны могут быть общими с 5 атомами хлора, в этом случае структура

будет шикарной. 5 в основном два соединения фосфора возможны с хлором, первое — это pcl3, в котором валентность фосфора равна 3, а S — это PCL5, в котором валентность фосфора равна 52, максимальная валентность, которую может показать фосфор, равна 54 ответ будет 5 ответ в порядке, спасибо

Фосфор | Психология Вики | Фэндом

Оценка | Биопсихология | Сравнительный | Познавательный | Развивающие | Язык | Индивидуальные различия | Личность | Философия | Социальные |
Методы | Статистика | Клинический | Образовательные | промышленный | Профессиональные товары | Мировая психология |

Биологический: Поведенческая генетика · Эволюционная психология · Нейроанатомия · Нейрохимия · Нейроэндокринология · Неврология · Психонейроиммунология · Физиологическая психология · Психофармакология (Индекс, Структура)


Фосфор (IPA: /ˈfɒsfərəs/) — это химический элемент, имеющий символ P и атомный номер 15. Название происходит от φώς (что означает «свет») и φόρος (что означает «носитель»). Многовалентный неметалл группы азота, фосфор обычно встречается в неорганических фосфатных породах. Это диетический минерал

Из-за своей высокой реакционной способности фосфор никогда не встречается в природе на Земле в виде свободного элемента. Одна форма фосфора (белый фосфор) излучает слабое свечение при воздействии кислорода — отсюда и его греческое происхождение, Φωσφόρος, означающее «носитель света» (лат. Люцифер ), планета Венера как «Утренняя звезда».

Фосфор входит в состав ДНК и РНК, а также АТФ и является важным элементом для всех живых клеток. Наиболее важным коммерческим использованием химикатов на основе фосфора является производство удобрений.

Соединения фосфора также широко используются во взрывчатых веществах, нервно-паралитических веществах, фрикционных спичках, фейерверках, пестицидах, зубной пасте и моющих средствах.

Характеристики

Аллотропы

Основная статья: Аллотропы фосфора
Файл: Молекула белого фосфора. jpg

Молекула белого фосфора

Фосфор является прекрасным примером элемента, проявляющего аллотропию, так как его различные аллотропы обладают совершенно разными свойствами.

Двумя наиболее распространенными аллотропами являются белый фосфор и красный фосфор. Третью форму, алый фосфор, получают, позволяя раствору белого фосфора в сероуглероде испаряться на солнце. Четвертый аллотроп, черный фосфор, получают нагреванием белого фосфора при очень высоком давлении (12 000 атмосфер).По внешнему виду, свойствам и структуре он очень похож на графит, будучи черным и чешуйчатым, проводником электричества и имеет сморщенные слои связанных атомов. Другим аллотропом является дифосфор, обладающий высокой реакционной способностью.

И фосфор, и мышьяк имеют много аллотропных форм, но преобладают только белая и красная формы. Белый фосфор и желтый мышьяк имеют четыре атома, расположенных в тетраэдрической структуре, в которой каждый атом связан с тремя другими атомами одинарной связью. Эта форма элементов наименее стабильна, наиболее реакционноспособна, более летучая, менее плотная и более токсичная, чем другие аллотропы.Токсичность белого фосфора привела к прекращению его использования в спичках. Кристалл плавится при 44 0 С и имеет плотность 1,83 кг/л. Жидкость кипит при 280 0 С. Белый фосфор (P 4 ) существует в виде отдельных молекул, состоящих из четырех атомов в тетраэдрическом расположении, что приводит к очень высокой деформации кольца и нестабильности. Он содержит 6 одинарных связей.

Белый фосфор представляет собой белое воскообразное прозрачное твердое вещество.Этот аллотроп термодинамически нестабилен в нормальных условиях и постепенно превращается в красный фосфор. Это превращение, ускоряемое светом и теплом, приводит к тому, что белый фосфор почти всегда содержит некоторое количество красного фосфора и поэтому кажется желтым. По этой причине его также называют желтым фосфором. Он светится зеленоватым в темноте (при воздействии кислорода), легко воспламеняется и пирофорен (самовоспламеняется) при контакте с воздухом, а также токсичен (вызывает серьезные повреждения печени при проглатывании).Из-за пирофорности белый фосфор используется как добавка к напалму. Запах горения этой формы имеет характерный чесночный запах, а образцы обычно покрыты белым «пентоксидом (ди)фосфора», который состоит из тетраэдров P 4 O 10 с кислородом, внедренным между атомами фосфора и на их концах. вершины. Белый фосфор нерастворим в воде, но растворим в сероуглероде.

Белый аллотроп можно производить несколькими различными способами.В одном процессе фосфат кальция, получаемый из фосфатной породы, нагревают в электрической печи или печи, работающей на топливе, в присутствии углерода и кремнезема [1] . Элементарный фосфор затем высвобождается в виде пара и может быть собран под фосфорной кислотой. Этот процесс подобен первому синтезу фосфора из фосфата кальция в моче.

Красный фосфор: здесь одна из связей в P 4 , описанных выше, разорвана, и образуется одна дополнительная связь с соседним тетраэдром.Красный фосфор может образовываться при нагревании белого фосфора до 250°C (482°F) или при воздействии на белый фосфор солнечного света. Фосфор после такой обработки существует в виде аморфной сети атомов, что снижает деформацию и придает большую стабильность; дальнейшее нагревание приводит к кристаллизации красного фосфора. Красный фосфор не загорается на воздухе при температуре ниже 240°С, тогда как белый фосфор загорается при температуре около 30°С.

Файл:Hittoff фосфорная цепь.jpg

Hittoff фосфорная цепь

В 1865 году Хитторф обнаружил, что при перекристаллизации фосфора из расплавленного свинца получается красно-фиолетовая форма.Эта фиолетовая форма иногда известна как «фосфор Хитторфа». Кроме того, существует волокнистая форма с аналогичными фосфорными клетками. Ниже показана цепочка атомов фосфора, имеющая как фиолетовую, так и волокнистую формы.

Черный фосфор состоит из еще более крупных агрегатов и является наименее реакционноспособным аллотропом. Он также известен как β-металлический фосфор и имеет структуру, несколько напоминающую структуру графита. Одна из форм красного/черного фосфора представляет собой твердое кубическое тело. [2]

Файл:Шварцер Фосфор2.svg

Структура черного фосфора

Черный фосфор имеет орторомбическую структуру (C mca ) и является наименее реакционноспособным аллотропом. Он состоит из множества шестичленных колец, которые связаны между собой. Каждый атом связан с тремя другими атомами. [3] [4] Сообщалось о недавнем синтезе черного фосфора с использованием солей металлов в качестве катализаторов. [5]

Аллотроп дифосфора P 2 стабилен только при высоких температурах.Димерная единица содержит тройную связь и аналогична N 2 . Дифосфорный аллотроп (P 2 ) можно получить нормально только в экстремальных условиях (например, из P 4 при 1100 кельвинах). Тем не менее были достигнуты определенные успехи в получении двухатомной молекулы в гомогенном растворе при нормальных условиях с использованием некоторых комплексов переходных металлов (на основе, например, вольфрама и ниобия). [6]

Фиолетовый фосфор (известный также как гитторфовский или α-металлический фосфор) получают путем кристаллизации из расплавленного свинца.Его плотность (2,34 кг/л) выше, чем у белого фосфора.

Свечение

Фосфор (греч. фосфорос , что означает «носитель света») был открыт немецким алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Работая в Гамбурге, Бранд пытался выделить некую «эссенцию жизни» из своей мочи, и в процессе получил белый материал, светящийся в темноте. Фосфор очень реактивен и дает слабое зеленоватое свечение при соединении с кислородом. Свечение, наблюдаемое Брандом, на самом деле было вызвано очень медленным горением фосфора, но, поскольку он не видел ни пламени, ни тепла, он не распознал его как горение.

С давних времен было известно, что свечение в закрытой банке какое-то время сохраняется, но затем прекращается. Роберт Бойль в 1680-х годах приписывал это «ослаблению» воздуха; на самом деле это потребляемый кислород. К 18 веку было известно, что в чистом кислороде фосфор вообще не светится; [7] существует только диапазон парциального давления, при котором это происходит. Тепло может быть применено для запуска реакции при более высоких давлениях. [8]

В 1974 году свечение объяснил Р.Дж. ван Зее и А. У. Хан. [9] Реакция с кислородом происходит на поверхности твердого (или жидкого) фосфора с образованием короткоживущих молекул HPO и P 2 O 2 , которые излучают видимый свет. Реакция протекает медленно, и для возникновения люминесценции требуется очень мало промежуточных соединений, поэтому в закрытой банке свечение продолжается в течение длительного времени.

Хотя термин «фосфоресценция» происходит от слова «фосфор», реакция, придающая фосфору его свечение, правильно называется хемилюминесценцией (свечение в результате химической реакции), а не фосфоресценцией (повторное излучение света, падавшего на него ранее).

Фосфоресценция представляет собой медленный распад метастабильного электронного состояния в более низкое энергетическое состояние посредством испускания света. Распад происходит медленно, потому что для перехода из возбужденного состояния в нижнее требуется переворот спина, что делает его классически запрещенным. Часто это связано с переходом из возбужденного триплетного состояния в основное синглетное состояние. Метастабильное возбужденное состояние могло быть заселено тепловыми возбуждениями или каким-либо источником света. Поскольку фосфоресценция протекает медленно, она сохраняется еще некоторое время после удаления возбуждающего источника.

Напротив, хемилюминесценция возникает, когда молекулы продукта химической реакции (в данном случае HPO и P 2 O 2 ) покидают реакцию в электронно-возбужденном состоянии. Эти возбужденные молекулы затем высвобождают свою избыточную энергию в виде света. Частота (цвет) излучаемого света пропорциональна разности энергий двух задействованных электронных состояний, как обнаружил Нильс Бор на заре квантовой механики (1913 г. ).

Изотопы

Основная статья: Изотопы фосфора

Хотя известно двадцать три изотопа фосфора [10] (все возможности от 24 P до 46 P), только 39023 400923 спин 1/2, стабилен и поэтому присутствует в изобилии 100%.Полуцелый спин и большое содержание 31 P делают его полезным для ядерно-магнитных резонансных исследований биомолекул, особенно ДНК.

Два радиоактивных изотопа фосфора имеют периоды полураспада, что делает их полезными для научных экспериментов. 32 P имеет период полураспада 14,262 дня, а 33 P имеет период полураспада 25,34 дня. Биомолекулы можно «пометить» радиоизотопом, чтобы можно было исследовать очень разбавленные образцы.

Радиоактивные изотопы фосфора включают

  • 32 П; бета-излучатель (1.71 МэВ) с периодом полураспада 14,3 дня, который обычно используется в медико-биологических лабораториях, прежде всего для производства ДНК- и РНК-зондов с радиоактивной меткой, , например. для использования в нозерн-блоттингах или саузерн-блоттингах. Поскольку образующиеся высокоэнергетические бета-частицы проникают через кожу и роговицу, а любой 32 P, проглоченный, вдыхаемый или всасываемый, легко включается в кости и нуклеиновые кислоты, Управление по охране труда в США и аналогичные учреждения в других развитых странах страны требуют, чтобы при работе с 32 P надевались лабораторный халат, одноразовые перчатки и защитные очки или защитные очки, а для защиты глаз следует избегать работы непосредственно над открытым контейнером.Также необходим контроль личного загрязнения, загрязнения одежды и поверхностей. Кроме того, из-за высокой энергии бета-частиц экранирование этого излучения обычно используемыми плотными материалами (, например, свинец ) приводит к вторичному излучению рентгеновских лучей посредством процесса, известного как тормозное излучение, что означает тормозящее излучение. Поэтому экранирование должно выполняться материалами низкой плотности, например, . Оргстекло, люцит, пластик, дерево или вода. [11]
  • 33 П; бета-излучатель (0.25 МэВ) с периодом полураспада 25,4 дня. Он используется в медико-биологических лабораториях в приложениях, в которых выгодны более низкие энергетические бета-излучения, таких как секвенирование ДНК.

Возникновение

См. также Фосфаты.

Из-за своей реакционной способности с воздухом и многими другими кислородосодержащими веществами фосфор не встречается в природе в свободном виде, но широко распространен во многих различных минералах.

Фосфатная порода, которая частично состоит из апатита (нечистого минерала трикальцийфосфата), является важным коммерческим источником этого элемента.Около 50 процентов мировых запасов фосфора находятся в арабских странах. [12] Крупные месторождения апатита расположены в Китае, России, Марокко, Флориде, Айдахо, Теннесси, Юте и других странах. Олбрайт и Уилсон в Соединенном Королевстве и их завод в Ниагарском водопаде, например, использовали фосфатную руду в 1890-х и 1900-х годах из Коннетабля, Теннесси и Флориды; к 1950 году они использовали фосфориты в основном из Теннесси и Северной Африки [1] . В начале 1990-х на бизнес Олбрайт и Уилсон по производству очищенной влажной фосфорной кислоты повлияли продажи фосфатной руды Китаем и выход их давних марокканских поставщиков фосфатов на бизнес очищенной влажной фосфорной кислоты. [13]

В 2007 г. при нынешних темпах потребления запасы фосфора иссякнут через 345 лет. [14] Однако сейчас ученые утверждают, что «Пик фосфора» произойдет через 30 лет и что «при нынешних темпах запасы будут истощены в следующие 50–100 лет». [15]

Производство

Фосфат кальция (фосфатная порода), в основном добываемый во Флориде и Северной Африке, может быть нагрет до 1200-1500°С с песком, который в основном представляет собой SiO 2 , и коксом (примесным углеродом) для получения испаренного тетрафосфора, P 4 , (мп.44,2 С), который впоследствии конденсируется в белую массу под водой для предотвращения окисления. Даже под водой белый фосфор медленно превращается в более устойчивый аллотроп красного фосфора (т. пл. 597°С). И белые, и красные аллотропы фосфора нерастворимы в воде.

Химия

См. также Соединения фосфора

  • Гидриды: PH 3 , P 2 H 4
  • Галогениды: PBr 5 , PBr 3 , PCl 3 , PI 3
  • Оксиды: P 4 O 6 , P 4 O 10
  • Сульфиды: P 2 S 5 , P 4 S 3
  • Кислоты: H 3 PO 2 , H 3 PO 4
  • фосфатов: (NH 4 ) 3 PO 4 , CA 3 (PO 3 ) 2 ), FePo 4 , Fe 3 (PO 4 ) 2 , Na 3 PO 4 , Ca(H 2 PO 4 ) 2 , KH 2 PO 4
  • Фосфиды: Ca 3 P 2 , GaP, Zn 3 P 2 Cu 3 P
  • Фосфорорганические и фосфорорганические соединения: реактив Лавессона, паратион, зарин, зоман, табун, трифенилфосфин, нервно-паралитический газ VX

Химическое соединение

Дополнительные сведения по этой теме см. в разделе Правило октетов.

Поскольку в таблице Менделеева фосфор находится чуть ниже азота, эти два элемента имеют много общих характеристик связи. Например, фосфин, PH 3 , является аналогом аммиака, NH 3 . Фосфор, как и азот, в этой молекуле трехвалентен,

Это доквантово-механическая структура Льюиса, которая, хотя и является некоторым упрощением с квантово-химической точки зрения, [16] иллюстрирует некоторые из отличительные характеристики.Неспаренные электроны на трех 3 p орбиталях связываются с электронами на водородных 1 s орбиталях, образуя электронные пары с противоположным спином. Электронная пара на орбитали фосфора 3 s проявляется как неподеленная пара в структуре Льюиса.

Катион фосфора очень похож на катион азота. Точно так же, как азот образует четырехвалентный ион аммония, фосфор может образовывать четырехвалентный ион фосфония и образовывать соли, такие как иодид фосфония [PH 4 ] + [I ].

Как и другие элементы в третьем или нижнем ряду периодической таблицы, атомы фосфора могут расширять свою валентность, образуя пяти- и шестивалентные соединения. Молекула хлорида фосфора является примером. Когда лиганды фосфора не идентичны, более электроотрицательные лиганды расположены в апикальных позициях, а наименее электроотрицательные лиганды расположены в аксиальных позициях.

С сильно электроотрицательными ионами, в частности фтора, также имеет место шестивалентность, как в PF 6 .Этот октаэдрический ион изоэлектронен с SF 6 . В связывании важную роль играют шесть октаэдрических sp 3 d 2 гибридных атомных орбиталей.

До того, как стали возможными обширные компьютерные расчеты, обычно предполагалось, что близлежащие орбитали d в оболочке n = 3 были очевидной причиной различий в связывании азота и фосфора. Однако в начале восьмидесятых годов немецкий химик-теоретик Вернер Кутцелнигг [17] из анализа компьютерных расчетов обнаружил, что разница в связывании скорее обусловлена ​​различиями в характере между валентностью 2 p и валентностью 3 p . орбиталей азота и фосфора соответственно.Орбитали 2 s и 2 p атомов первого ряда локализованы примерно в одной и той же области пространства, в то время как орбитали 3 p фосфора гораздо более вытянуты в пространстве. Нарушение правила октета, наблюдаемое в соединениях фосфора, тогда связано с размером атома фосфора и соответствующим уменьшением стерических затруднений между его лигандами. В современной теоретической химии анализ Кутцелнигга общепринят.

Простая структура Льюиса для тригонально-бипирамидальной молекулы PCl 5 содержит пять ковалентных связей, что подразумевает гипервалентную молекулу с десятью валентными электронами вопреки правилу октета.

Альтернативное описание связи, однако, соблюдает правило октета и использует связи 3-центр-4-электрон (3c-4e). В этой модели октет на атоме P соответствует шести электронам, которые образуют три связи Льюиса (2c-2e) с тремя экваториальными атомами Cl, плюс два электрона на 3-центровой связывающей Cl-P-Cl молекулярной орбитали для двух аксиальные электроны Cl. Два электрона на соответствующей несвязывающей молекулярной орбитали не учитываются, потому что эта орбиталь локализована на двух атомах Cl и не дает вклада в электронную плотность на P.

Однако следует всегда помнить, что правило октета не является каким-то универсальным правилом химической связи, и хотя ему подчиняются многие соединения, существует множество элементов (фактически большинство), к которым оно просто не применяется.

Фосфин, дифосфин и соли фосфония

Фосфин (PH 3 ) и арсин (AsH 3 ) являются структурными аналогами аммиака (NH 3 ) и образуют пирамидальные структуры с атомом фосфора или мышьяка в центре, связанным с тремя атомами водорода и одной неподеленной электронной парой. .Оба являются бесцветными, зловонными, токсичными соединениями. Фосфин производится аналогично производству аммиака. Гидролиз фосфида кальция Ca 3 P 2 или нитрида кальция Ca 3 N 2 дает фосфин или аммиак соответственно. В отличие от аммиака фосфин нестабилен и мгновенно реагирует с воздухом, выделяя облака фосфорной кислоты. Мышьяк еще менее стабилен. Хотя фосфин является менее основным, чем аммиак, он может образовывать некоторые соли фосфония (например, PH 4 I), аналоги солей аммония, но эти соли сразу же разлагаются в воде и не дают ионов фосфония (PH 4 + ). .Дифосфин (P 2 H 4 или H 2 P-PH 2 ) является аналогом гидразина (N 2 H 4 ), который представляет собой бесцветную жидкость, которая может самопроизвольно воспламеняться на воздухе и в фосфин и комплексные гидриды.

Галогениды

Тригалогениды PF 3 , PCl 3 , PBr 3 и PI 3 и пентагалогениды PCl 5 и PBr 5 также являются известными и могут образовывать смешанные галогениды.Тригалогениды могут быть образованы простым смешиванием соответствующих стехиометрических количеств фосфора и галогенида. Однако из соображений безопасности PF 3 обычно получают путем взаимодействия PCl 3 с AsF 5 и фракционной перегонки, поскольку прямая реакция фосфора с фтором может быть взрывоопасной. Пентагалогениды, PX 5 , синтезируются путем взаимодействия избытка галогенида либо с элементарным фосфором, либо с соответствующим тригалогенидом. Смешанные галогениды фосфора нестабильны и разлагаются с образованием простых галогенидов.Таким образом, 5ПФ 3 Br 2 распадается на 3ПФ 5 и 2ПВг 5 .

Оксиды и оксикислоты

Оксид фосфора(III), P 4 O 6 (также называемый гексоксидом тетрафосфора) и оксид фосфора(IV), P 4 O 10 (или деоксид тетрафосфора), являются кислотными ангидридами оксикислот фосфора и, следовательно, легко реагировать с водой. P 4 O 10 является особенно хорошим дегидратирующим агентом, который может удалять воду даже из азотной кислоты, HNO 3 . Структура P 4 O 6 аналогична структуре P 4 с атомом кислорода, вставленным между каждой из связей PP. Структура P 4 O 10 аналогична структуре P 4 O 6 с добавлением одной кислородной связи к каждому атому фосфора через двойную связь и выступающим из тетраэдрической структуры.

Фосфорсодержащие оксикислоты могут иметь кислые протоны, связанные с атомами кислорода, и некислотные протоны, связанные непосредственно с атомом фосфора.Хотя образуется много оксикислот фосфора, только шесть из них важны (см. таблицу), а три из них — гипофосфористая кислота, фосфористая кислота и фосфорная кислота — особенно важны.

Степень окисления Формула Название Кислотные протоны Соединения
+1 H 3 PO 2 фосфорноватистая кислота 1 ​​ кислота, соли
+3 H 3 PO 3 (орто)фосфорная кислота 2 кислота, соли
+5 (HPO 3 ) n метафосфорные кислоты n соли (n=3,4)
+5 H 5 P 3 O 10 кислоты трифосфорной 3
+5 H 4 P 2 O 7 пирофосфорная кислота 4 кислота,4 соли 90
+5 H 3 PO 4 (орто)фосфорная кислота 3 кислота, соли

Приложения

Широко используются соединения
CA (H 2 PO 4 ) 2 • H 2 O Выпечки порошка и удобрения
Cahpo 4 • 2H 2 O Животная пищевая добавка, зубчатый набор
H 3 PO 4 Производство фосфатных удобрений
PCL 3 Производство POCL 3 и пестициды
POCL 3 Platizer производство
P 4 S 10 Производство добавок и пестицидов
Na 5 P 3 O 10

Фосфор, являющийся важным питательным веществом для растений, находит свое основное применение в качестве компонента удобрений для сельского хозяйства и фермерских хозяйств. производство в виде концентрированных фосфорных кислот, которые могут состоять из 70-75% P 2 O 5 .Мировой спрос на удобрения привел к значительному увеличению производства фосфатов (PO 4 3-) во второй половине 20 века. Из-за существенной природы фосфора для живых организмов, низкой растворимости природных фосфорсодержащих соединений и медленного естественного круговорота фосфора сельское хозяйство сильно зависит от удобрений, содержащих фосфат, в основном в виде суперфосфата извести. Суперфосфат извести представляет собой смесь двух фосфатных солей, дигидрофосфата кальция Ca(H 2 PO 4 ) 2 и дигидрата сульфата кальция CaSO 4 •2H 2 O, получаемого по реакции серной кислоты и вода с фосфатом кальция.

File:Match strike surface.jpg

Спичечная ударная поверхность, изготовленная из стекла и красного фосфора

  • Фосфор широко используется для получения фосфорорганических соединений через промежуточные хлориды фосфора и два сульфида фосфора: пентасульфид фосфора и полуторный сульфид фосфора. [1] Фосфорорганические соединения имеют множество применений, в том числе в пластификаторах, антипиренах, пестицидах, экстрагентах и ​​при очистке воды.
  • Фосфор также является важным компонентом в производстве стали, фосфористой бронзы и многих других сопутствующих товаров.
  • Фосфаты используются при изготовлении специальных стекол для натриевых ламп.
  • Костяная зола, фосфат кальция, используется в производстве тонкого фарфора.
  • Триполифосфат натрия, полученный из фосфорной кислоты, используется в моющих средствах для стирки в некоторых странах, но запрещен для этого использования в других.
  • Фосфорная кислота, полученная из элементарного фосфора, используется в пищевых продуктах, например, в некоторых газированных напитках. Кислота также является отправной точкой для производства пищевых фосфатов. [1] К ним относятся монофосфат кальция, который используется в разрыхлителях, триполифосфат натрия и другие фосфаты натрия [1] . Среди прочего, они используются для улучшения характеристик переработанного мяса и сыра. Другие используются в зубной пасте. [1] Тринатрийфосфат используется в чистящих средствах для смягчения воды и для предотвращения коррозии труб/котельных труб.
  • Белый фосфор, называемый «WP» (жаргонный термин «Вилли Питер»), используется в военных целях в качестве зажигательных бомб, для дымовой завесы в качестве дымовых шашек и дымовых шашек, а также в трассирующих боеприпасах.
  • Красный фосфор необходим для производства спичечных боеголовок, сигнальных ракет, [1] безопасных спичек, фармацевтического и уличного метамфетамина, а также используется в капсюлях для пистолетов.
  • Полуторный сульфид фосфора используется в головках зажигательных спичек. [1]
  • В следовых количествах фосфор используется в качестве легирующей примеси для полупроводников N-типа.
  • 32 P и 33 P используются в качестве радиоактивных индикаторов в биохимических лабораториях (см. Изотопы).

Биологическая роль

Фосфор является ключевым элементом всех известных форм жизни. Неорганический фосфор в форме фосфата PO 4 3- играет важную роль в биологических молекулах, таких как ДНК и РНК, где он является частью структурного каркаса этих молекул. Живые клетки также используют фосфат для транспортировки клеточной энергии через аденозинтрифосфат (АТФ). Почти каждый клеточный процесс, использующий энергию, получает ее в форме АТФ. АТФ также важен для фосфорилирования, ключевого регуляторного события в клетках.Фосфолипиды являются основными структурными компонентами всех клеточных мембран. Соли фосфата кальция способствуют укреплению костей.

Все клетки должны иметь мембрану, которая отличает их от окружающей клетки. Биологические мембраны состоят из фосфолипидного матрикса и белков, обычно в форме двойного слоя. Фосфолипиды получают из глицерина, так что два гидроксильных (ОН) протона глицерина заменены жирными кислотами в виде сложного эфира, а третий гидроксильный протон заменен фосфатом, связанным с другим спиртом.

Среднестатистический взрослый человек содержит чуть менее 1 кг фосфора, около 85% которого находится в костях и зубах в виде апатита, а остальная часть находится внутри клеток мягких тканей. Сытый взрослый человек в промышленно развитых странах потребляет и выделяет около 1-3 г фосфора в день в форме фосфата. Только около 0,1% фосфатов тела циркулирует в крови, но это количество отражает количество фосфата, доступного клеткам мягких тканей.

В медицине синдромы с низким содержанием фосфатов вызываются недоеданием, неспособностью усваивать фосфаты и метаболическими синдромами, при которых фосфаты выводятся из крови (например, при повторном питании после недоедания) или выделяются слишком много фосфатов с мочой.Все они характеризуются гипофосфатемией (медицинские подробности см. в статье), которая представляет собой состояние низкого уровня растворимых фосфатов в сыворотке крови и, следовательно, внутри клеток. Симптомы гипофосфатемии включают мышечную и неврологическую дисфункцию, а также разрушение мышц и клеток крови из-за недостатка АТФ. Слишком большое количество фосфатов может привести к диарее и кальцификации (затвердению) органов и мягких тканей, а также нарушить способность организма использовать железо, кальций, магний и цинк. [18]

Фосфор является важным макроминералом для растений, который широко изучается в эдафологии для понимания поглощения растениями почвенных систем. С экологической точки зрения фосфор часто является ограничивающим фактором во многих средах; т. е. доступность фосфора определяет скорость роста многих организмов. В экосистемах избыток фосфора может быть проблематичным, особенно в водных системах, см. эвтрофикацию и цветение водорослей.

История

Фосфор (греч. фосфорос было древним названием планеты Венера, но в греческой мифологии Геспер и Эосфор можно было спутать с фосфором) был открыт немецким алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 г. при помощи препарата из мочи, которая содержит значительное количество растворенных фосфатов из нормального метаболизма. Работая в Гамбурге, Бранд попытался создать печально известный Философский камень путем дистилляции некоторых солей путем выпаривания мочи, и в процессе получил белый материал, который светился в темноте и ярко горел. С этого времени люминофоры и фосфоресценция используются для описания веществ, светящихся в темноте, не горя. Поскольку свечение фосфора зависит от окисления, он не является люминофором, но это не было известно во время его открытия.

Фосфор был признан химическим элементом при появлении атомной теории, которая постепенно развивалась в конце 18-го и начале 19-го веков и была сформулирована Джоном Дальтоном.

Фосфор был открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Он получил его из мочи человека. Он оставлял мочу на несколько дней, пока она не начала издавать ужасный запах. Затем он уварил его до пасты, нагрел эту пасту до высокой температуры и провел пары через воду, где, как он надеялся, они сконденсируются в золото.Вместо этого он получил белое воскообразное вещество, которое светилось в темноте. Бранд открыл фосфор, первый элемент, открытый с древних времен. Слово фосфор происходит от греческого (φως = свет, φορέω = нести) и означает носитель света. Теперь мы знаем, что Бранд производил гидрофосфат аммония-натрия (NH 4 ) NaHPO 4 .

Бренд сначала пытался сохранить метод в секрете, [19] , но позже продал рецепт за 200 талеров кому-то из Дрездена, Крафт, который теперь тоже мог его приготовить, и объездил с ним большую часть Европы, включая Англию. , где познакомился с Робертом Бойлем.Секрет того, что он был сделан из мочи, просочился наружу, и сначала Иоганну Кункелю (1630-1703) в Швеции (1678), а позже Бойлю в Лондоне (1680) также удалось получить фосфор. Бойль утверждает, что Крафт не дал ему никакой информации о получении фосфора, кроме того, что он был получен из «несколько того, что принадлежало человеческому телу». Однако это дало Бойлю ценную подсказку, так что ему тоже удалось получить фосфор. Позже он усовершенствовал процесс Брэнда, используя в реакции песок (по-прежнему используя мочу в качестве основного материала).

4NAPO 3 + 2SIO 2 + 10C → 2NA 2 SIO 3 + 10CO + P 4

Роберт Бойл был первым, кто использовал фосфор, чтобы зажечь серованные деревянные шины, предшественники наши современные спички, 1680 год.

В 1769 году Йохан Готлиб Ган и Карл Вильгельм Шееле показали, что фосфат кальция (Ca 3 (PO 4 ) 2 ) содержится в костях, и они получили фосфор из костной золы. Антуан Лавуазье признал фосфор элементом в 1777 году. Зола костей была основным источником фосфора до 1840-х годов. Фосфатная порода, минерал, содержащий фосфат кальция, впервые была использована в 1850 году, а после появления в 1890 году электродуговой печи она стала единственным источником фосфора.Из фосфоритов до сих пор получают фосфор, фосфаты и фосфорную кислоту. Фосфатная руда является основным сырьем для производства удобрений.

Фосфор был впервые получен в промышленных масштабах для спичечной промышленности в 19 веке путем отгонки паров фосфора из осажденных фосфатов, нагретых в реторте. [1] Осажденные фосфаты получали из перемолотых костей, обезжиренных и обработанных сильными кислотами. [1] Этот процесс устарел в конце 1890-х годов, когда электродуговая печь была адаптирована для восстановления фосфатной породы. [1]

Первые спички использовали в своем составе белый фосфор, который был опасен своей токсичностью. Его употребление привело к убийствам, самоубийствам и случайным отравлениям. (Апокрифический рассказ рассказывает о женщине, пытавшейся убить своего мужа с помощью белого фосфора в его пище, что было обнаружено по тушеному мясу, испускающему светящийся пар). [9] Кроме того, воздействие паров вызвало некроз костей челюсти, печально известную «фоссиальную челюсть». Когда был открыт безопасный процесс производства красного фосфора с его гораздо более низкой воспламеняемостью и токсичностью, в соответствии с Бернской конвенцией (1906 г.) были приняты законы, требующие его принятия в качестве более безопасной альтернативы для производства спичек.

Электропечной метод позволил увеличить производство до такой степени, что фосфор можно было использовать в военном оружии. [9] [1] Во время Первой мировой войны он использовался в зажигательных, дымовых завесах и трассирующих пулях. [1] Специальная зажигательная пуля была разработана для стрельбы по наполненным водородом дирижаблям над Британией (водород легко воспламеняется, если его можно воспламенить). [1] Во время Второй мировой войны коктейли Молотова из бензола и фосфора были розданы в Великобритании специально отобранным гражданским лицам в рамках британской операции сопротивления для обороны; и фосфорные зажигательные бомбы широко применялись на войне.Горящий фосфор трудно потушить, а попадание его брызг на кожу человека приводит к ужасающим последствиям (см. меры предосторожности ниже). Известно, что люди, охваченные этим, совершали самоубийство из-за мучений.

Сегодня производство фосфора больше, чем когда-либо. Он используется в качестве прекурсора для различных химических веществ, в частности гербицида глифосата, продаваемого под торговой маркой Roundup. Производство белого фосфора осуществляется на крупных предприятиях, транспортируется он подогретым в жидком виде.Во время транспортировки произошло несколько крупных аварий, крушение поездов в Браунстоне, штат Небраска, и Майамисбурге, штат Огайо, привело к крупным пожарам. Самой страшной аварией за последнее время стала экологическая авария в 1968 году, когда фосфор вылился в море с завода в заливе Плацентия, Ньюфаундленд.

Правописание и этимология

Согласно Оксфордскому словарю английского языка правильное написание этого элемента: фосфор . Слово фосфористый является прилагательной формой валентности P 3+ : так, как сера образует соединения серы ous и серы ic , фосфор us образует соединения фосфора ous (см.грамм. фосфористая кислота) и соединения фосфора ic с валентностью P 5+ (см. , например, Фосфорные кислоты и фосфаты).

Меры предосторожности

Органические соединения фосфора образуют широкий класс материалов, некоторые из которых чрезвычайно токсичны. Фторфосфатные эфиры являются одними из самых сильнодействующих известных нейротоксинов. Широкий спектр фосфорорганических соединений используется из-за их токсичности для определенных организмов в качестве пестицидов (гербицидов, инсектицидов, фунгицидов и т. д.) и в качестве оружия нервно-паралитического действия.Большинство неорганических фосфатов являются относительно нетоксичными и необходимыми питательными веществами. О неблагоприятном воздействии фосфатов на окружающую среду см. эвтрофикацию и цветение водорослей.

Аллотроп белого фосфора следует постоянно держать под водой, так как он представляет значительную пожароопасность из-за его чрезвычайной реакции с атмосферным кислородом, и с ним следует манипулировать только щипцами, так как контакт с кожей может вызвать серьезные ожоги. Хроническое отравление белым фосфором приводит к некрозу челюсти, называемому «фоссистой челюстью».Проглатывание белого фосфора может вызвать заболевание, известное как «синдром курения стула». [21]

Когда белая форма подвергается воздействию солнечного света или нагревается в собственном паре до 250°C, она трансмутируется в красную форму, которая не фосфоресцирует на воздухе. Красный аллотроп самопроизвольно не воспламеняется на воздухе и не так опасен, как белая форма. Тем не менее, с ним следует обращаться осторожно, поскольку в некоторых температурных диапазонах он превращается в белый фосфор, а также при нагревании выделяет высокотоксичные пары, состоящие из оксидов фосфора.

При воздействии элементарного фосфора в прошлом предлагалось промывать пораженный участок 2% раствором медного купороса для образования безвредных соединений, которые можно смыть. Согласно недавнему документу ВМС США по лечению пострадавших от химических агентов и обычных военно-химических травм: FM8-285: Часть 2 обычных военно-химических травм , «сульфат меди (меди (II)) использовался персоналом США в прошлом и все еще используется в некоторых странах, однако сульфат меди токсичен, и его использование будет прекращено. Сульфат меди может вызывать почечную и церебральную токсичность, а также внутрисосудистый гемолиз». [22]

Файл:Phosphorus Explosion.gif

Взрыв фосфора

Руководство предлагает вместо этого «раствор бикарбоната для нейтрализации фосфорной кислоты, который затем позволит удалить видимые WP. их фосфоресценция в темноте В темноте фрагменты видны в виде люминесцентных пятен.Затем: «Незамедлительно обработайте ожог, если состояние пациента позволит удалить частички WP, которые могут впитаться позже и, возможно, вызвать системное отравление. НЕ наносите мази на масляной основе, пока не убедитесь, что все WP удалены. После полного удаления частиц обработайте поражения как термические ожоги.» Поскольку белый фосфор легко смешивается с маслами, любые маслянистые вещества или мази не рекомендуются до тех пор, пока область не будет тщательно очищена и весь белый фосфор не удален.

Дальнейшие предупреждения о токсическом воздействии и рекомендации по лечению можно найти в Справочнике НАТО по экстренной военной хирургии : Часть I: Типы ран и травм: Глава III: Ожоговые травмы: Химические ожоги и поражения белым фосфором . [23]

US DEA Список I статус

Фосфор может восстанавливать элементарный йод до йодистоводородной кислоты, которая является реагентом, эффективным для восстановления эфедрина или псевдоэфедрина до метамфетамина. [24] По этой причине два аллотропа элементарного фосфора — красный фосфор и белый фосфор — были определены Управлением по борьбе с наркотиками США как химические вещества-прекурсоры Списка I в соответствии с 21 CFR 1310.02 вступает в силу 17 ноября 2001 г. [25] В результате в Соединенных Штатах лица, занимающиеся обработкой красного или белого фосфора, подлежат строгому нормативному контролю в соответствии с Законом о контролируемых веществах с целью сокращения утечки этих веществ для использования. в подпольном производстве контролируемых веществ. [25] [26] [27]

Ссылки

  1. 1,00 1,01 1,02 1,03 1.04 1. 05 1.06 1.06 1.07 1.08 1.09 1.09 1.09 1.10 1.11 1.12 1.13 Threlfall, R.E., (1951). 100 лет производству фосфора: 1851–1951 . Олдбери: Олбрайт и Уилсон Лтд.
  2. Ахуджа, Р. (2003). Рассчитаны превращения кристаллической структуры фосфора под высоким давлением. Physica Status Solidi Section B 235 (2): 282–287.
  3. А.Браун, С. Ранквист (1965). Уточнение кристаллической структуры черного фосфора. Акта Кристаллогр. 19 : 684.
  4. Картц Л.; Шриниваса С.Р.; Риднер Р.Дж.; Йоргенсен Д.Д.; Уорлтон Т.Г. (1979). Влияние давления на связывание в черном фосфоре. Журнал химической физики 71 : 1718–1721.
  5. Стефан Ланге, Пир Шмидт и Том Нилджес (2007). [email protected] Phosphorus: легкий доступ к черному фосфору. Неорг. хим. 46 : 4028.
  6. Пиро, Н. А. (2006). Тройная связь молекул дифосфора. Наука 313 (5791): 1276.
  7. ↑ Нобелевская премия по химии 1956 г. — Презентационная речь профессора А. Эландера (члена комитета)
  8. ↑ Страница тем о фосфоре в Lateral Science
  9. 9,0 9,1 9,2 Эмсли, Джон (2000). Шокирующая история фосфора .Лондон: Макмиллан. ISBN 0-330-39005-8
  10. ↑ Проект изотопов лаборатории Беркли [1]
  11. ↑ http://www.oseh.umich.edu/TrainP32.pdf
  12. ↑ http://www.anba.com.br/ingles/noticia.php?id=17288
  13. ↑ Поджер, Хью, (2002). Олбрайт и Уилсон: последние 50 лет . Стадли: Brewin Books. ISBN 1-85858-223-7
  14. (26 мая 2007 г.) Как долго это продлится? New Scientist 194 (2605): 38–39.
  15. ↑ includeonly>Лео Льюис.«Ученые предупреждают о нехватке жизненно важного фосфора, поскольку спрос на биотопливо повышается», The Times , 23 июня 2008 г.
  16. ↑ В квантово-химической теории валентных связей обычно работают со смесями атомных орбиталей s и p , так называемыми гибридами.
  17. ↑ W. Kutzelnigg, Химическая связь в элементах высшей основной группы , Angewandte Chemie Int. (английский) Изд., т. 23 , стр. 272-295 (1984)
  18. ↑ Андерсон JJB. Кальций, фосфор и развитие костей человека.Дж Нутр. 1996 год; 126: 1153.
  19. ↑ Дж. М. Стиллман, История алхимии и ранней химии , Довер, Нью-Йорк (1960), стр. 418-419.
  20. Aall CH (1952). Американская фосфорная промышленность. Промышленная и инженерная химия 44 (7): 1520–1525.
  21. ↑ emedicine.com CBRNE — зажигательные агенты, белый фосфор (синдром курения стула)
  22. ↑ Лечение ВМС США пострадавших от химических отравляющих веществ и обычных военно-химических травм: FM8-285: Часть 2 Обычные военно-химические травмы
  23. ↑ Справочник НАТО по экстренной военной хирургии: Часть I: Типы ран и травм: Глава III: Ожоговая травма: Химические ожоги и поражение белым фосфором.
  24. Скиннер, Х. Ф. (1990). Синтез метамфетамина путем восстановления эфедрина иодистоводородной кислотой/красным фосфором. Forensic Science International 48 (2): 123–134.
  25. 25,0 25,1 66 ФР 52670—52675. 17 октября 2001 г.
  26. ↑ 21 CFR 1309
  27. ↑ 21 USC, Глава 13 (Закон о контролируемых веществах)

Внешние ссылки

Шаблон: Компактная периодическая таблица

Сверхбыстрая динамика возбужденного состояния от валентного к невалентному в обычном анионном хромофоре

  • Brøndsted Nielsen, S.& Wyer, JA Фотофизика ионных биохромофоров . (Springer-Verlag, Берлин, Гейдельберг, 2013 г.).

  • Хенли, А. и Филдинг, Х. Х. Анионная фотоэлектронная спектроскопия белковых хромофоров. Междунар. Преподобный физ. хим. 38 , 1–34 (2019).

    КАС Статья Google ученый

  • Мейер, Т. Е. Выделение и характеристика растворимых цитохромов, ферредоксинов и других хромофорных белков из галофильной фототрофной бактерии Ectothiorhodospira halophila . Биохим. Биофиз. Acta (BBA)-Биоэнергия. 806 , 175–183 (1985).

    КАС Статья Google ученый

  • Мейер Т.Э., Якали Э., Кусанович М.А. и Толлин Г. Свойства водорастворимого желтого белка, выделенного из галофильной фототрофной бактерии, обладающей фотохимической активностью, аналогичной сенсорному родопсину. Биохимия 26 , 418–423 (1987).

    КАС Статья Google ученый

  • Панде, К. и др. Фемтосекундная структурная динамика управляет изомеризацией транс / цис в фотоактивном желтом белке. Наука 352 , 725–729 (2016).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Гроенхоф, Г.и другие. Фотоактивация фотоактивного желтого белка: почему поглощение фотона запускает транс--цис--цис- изомеризацию хромофора в белке. Дж. Ам. хим. соц. 126 , 4228–4233 (2004).

    КАС Статья Google ученый

  • де Врис М.С. и Хобза П. Газофазная спектроскопия биомолекулярных строительных блоков. Annu Rev. Phys. хим. 58 , 585–612 (2007).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ Статья КАС Google ученый

  • Ставрос, В. Г. и Верле, Дж. Р.Газофазная спектроскопия фемтосекундных частиц: восходящий подход к динамике нуклеотидов. год. Преподобный физ. хим. 67 , 211–232 (2016).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Булл, Дж. Н. и др. Сверхбыстрая фотоизомеризация изолированного ретиноида. Физ. хим. хим. физ. 21 , 10567–10579 (2019).

    КАС Статья Google ученый

  • Нильсен, И.Б. и др. Спектры поглощения фотоактивных желтых белковых хромофоров в вакууме. Биофиз. J. 89 , 2597–2604 (2005).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Роча-Ринза, Т. и др. Абсорбционные исследования в газовой фазе фотоактивных производных хромофора желтого белка. J. Phys. хим. А 113 , 9442–9449 (2009 г.).

    КАС Статья Google ученый

  • Роча-Ринза, Т.и другие. Спектроскопические последствия донорно-акцепторного эффекта электронов в фотоактивном желтом белковом хромофоре. Хим. Евро. J. 16 , 11977–11984 (2010).

    КАС Статья Google ученый

  • Булл, Дж.Н., да Силва Г., Шольц М.С., Карраскоса Э. и Биске Э.Дж. Фотоиндуцированный внутримолекулярный перенос протона в депротонированной пара -кумаровой кислоте. J. Phys. хим. А 123 , 4419–4430 (2019).

    КАС Статья Google ученый

  • Муни, К.Р., Паркс, М.А., Искра, А. и Филдинг, Х.Х. Контроль образования радикалов в фотоактивном желтом белковом хромофоре. Анжю. хим.Междунар. Эд. 54 , 5646–5649 (2015).

    КАС Статья Google ученый

  • Паркес, М. А., Филлипс, К., Портер, М. Дж. и Филдинг, Х. Х. Контроль эмиссии электронов из фотоактивного желтого белкового хромофора путем замены группы кумаровой кислоты. Физ. хим. хим. физ. 18 , 10329–10336 (2016).

    КАС Статья Google ученый

  • Хенли, А., Патель А.М., Паркес М.А., Андерсон Дж.К. и Филдинг Х.Х. Роль фотоизомеризации в фотоотрыве фотоактивного желтого белкового хромофора. J. Phys. хим. А 122 , 8222–8228 (2018).

    КАС Статья Google ученый

  • Henley, A. et al. Электронная структура и динамика торсионных фотоактивных желтых белковых хромофоров. Физ. хим. хим. физ. 19 , 31572–31580 (2017).

    КАС Статья Google ученый

  • Lee, I.R., Lee, W. & Zewail, AH. Первичные этапы фотоактивного желтого белка: изолированная динамика хромофора и функция, направленная на белок. Проц. Натл акад. науч. США 103 , 258–262 (2006).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Джордан, К. Д. и Ван, Ф. Теория дипольно-связанных анионов. год. Преподобный физ. хим. 54 , 367–396 (2003).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Simons, J. Молекулярные анионы. J. Phys. хим. А 112 , 6401–6511 (2008 г.).

    КАС Статья Google ученый

  • Джексон Р.Л., Хиберти П.К. и Брауман Дж.И. Пороговые резонансы в спектре фотоотрыва электронов енолят-аниона ацетальдегида.Доказательства низколежащего состояния с дипольной поддержкой. J. Chem. физ. 74 , 3705–3712 (1981).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Булл, Дж.Н., Уэст, К.В. и Верлет, Дж.Р.Р. Сверхбыстрая динамика образования и самоотрыва дипольно-связанного состояния в димерном анионе с π-упаковкой с открытой оболочкой. Хим. науч. 7 , 5352–5361 (2016).

    КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Стеббингс, Р. Ф. и Даннинг, Ф. Б. Ридберговские состояния атомов и молекул (Cambridge University Press, 1983).

  • Чайлд М.S. Теория молекулярных ридберговских состояний . (Издательство Кембриджского университета, 2011).

  • Changenet-Barret, P. et al. Ранние молекулярные события в фотоактивном желтом белке: роль фотофизики хромофора. Фотохим. Фотобио. науч. 3 , 823–829 (2004).

    КАС Статья Google ученый

  • Эль-Гезави, Х., Реттиг, В., Данел, А. и Йонусаускас, Г. Исследование фотохимического механизма в фотоактивном желтом белке. J. Phys. хим. B 109 , 18699–18705 (2005 г.).

    КАС Статья Google ученый

  • Espagne, A., Changenet-Barret, P., Plaza, P. & Martin, M.M. Влияние растворителя на динамику возбужденного состояния аналогов фотоактивного желтого белкового хромофора. J. Phys. хим. А 110 , 3393–3404 (2006).

    КАС Статья Google ученый

  • Эспань, А., Пайк, Д. Х., Чаннет-Баррет, П., Мартин, М. М. и Зевайл, А. Х. Сверхбыстрая фотоизомеризация фотоактивных аналогов хромофора желтого белка в растворе: влияние состояния протонирования. Хим. физ. хим. 7 , 1717–1726 (2006).

    КАС Статья Google ученый

  • Stahl, A.D. et al. Об участии вращения одинарной связи в первичной фотохимии фотоактивного желтого белка. Биофиз. J. 101 , 1184–1192 (2011).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Курамоти Х., Такеучи С. и Тахара Т. Сверхбыстрая структурная эволюция фотоактивного желтого белкового хромофора, обнаруженная с помощью ультрафиолетовой резонансной фемтосекундно-стимулированной рамановской спектроскопии. J. Phys. хим. лат. 3 , 2025–2029 (2012).

    КАС Статья Google ученый

  • Changenet-Barret, P., Лакомбат Ф. и Плаза П. Отслеживание координат реакции при дезактивации в возбужденном состоянии фотоактивного желтого белкового хромофора в растворе. J. Photochem. Фотобио. А: Хим. 234 , 171–180 (2012).

    КАС Статья Google ученый

  • Громов Э.В., Бургхардт И., Хайнс Дж.Т., Кеппель Х. и Седербаум Л.С. Электронная структура фотоактивного желтого белкового хромофора: Ab initio исследование низколежащих возбужденных синглетных состояний. J. Photochem. Фотобио. А: Хим. 190 , 241–257 (2007).

    КАС Статья Google ученый

  • Ко, К., Виршуп, А. М. и Мартинес, Т. Дж. Электростатический контроль фотоизомеризации в фотоактивном желтом белковом хромофоре: ab initio динамика множественного нереста. Хим. физ. лат. 460 , 272–277 (2008).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Виршуп А.М. и др. Фотодинамика в сложных средах: ab initio многократное порождение квантово-механической/молекулярно-механической динамики. J. Phys. хим. B 113 , 3280–3291 (2009).

    КАС Статья Google ученый

  • Boggio-Pasqua, M. & Groenhof, G. Контроль фотореактивности фотоактивного желтого белкового хромофора путем замены группы p -кумаровой кислоты. Дж.физ. хим. B 115 , 7021–7028 (2011).

    КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Изборн, К.М., Готц, А.В., Кларк, М.А., Уокер, Р.К. и Мартинес, Т.Дж. Электронные спектры поглощения от ММ и ab initio Молекулярная динамика КМ/ММ: влияние окружающей среды на спектр поглощения фотоактивного желтого белка. J. Chem. Теория вычисл. 8 , 5092–5106 (2012).

    КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Garcia-Prieto, F. F. et al. Влияние заместителей и растворителей на спектр поглощения ультрафиолетового и видимого света фотоактивного желтого белкового хромофора. J. Phys. хим. А 119 , 5504–5514 (2015).

    КАС Статья Google ученый

  • Гарсия-Прието, Ф. Ф., Муньос-Лоса, А., Лус Санчес, М., Елена Мартин, М. и Агилар, М.А. Влияние растворителя на каналы девозбуждения в анионе метилового эфира p -кумаровой кислоты, аналоге хромофора фотоактивного желтого белка (PYP). Физ. хим. хим. физ. 18 , 27476–27485 (2016).

    КАС Статья Google ученый

  • Garcia-Prieto, F. F. et al. КМ/ММ исследование влияния заместителей и растворителей на динамику возбужденного состояния фотоактивного желтого белкового хромофора. J. Chem. Теория вычисл. 13 , 737–748 (2017).

    КАС Статья Google ученый

  • Boggio-Pasqua, M., Robb, M.A. & Groenhof, G. Водородные связи контролируют распад фотоактивного желтого белкового хромофора в возбужденном состоянии. Дж. Ам. хим. соц. 131 , 13580–13581 (2009 г.).

    КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Боджио-Паскуа, М., Бурмейстер С.Ф., Робб М.А. и Гроенхоф Г. Фотохимические реакции в биологических системах: исследование влияния окружающей среды с помощью моделирования гибридной квантовой химии и молекулярной механики. Физ. хим. хим. физ. 14 , 7912–7928 (2012).

    КАС Статья Google ученый

  • Заре Р. Н. Динамика фотовыброса. Мол. Фотохим. 4 , 1–37 (1972).

    КАС Google ученый

  • Булл, Дж.Н. и Верлет, Дж. Р. Р. Наблюдение и сверхбыстрая динамика невалентного корреляционно-связанного состояния аниона. науч. Доп. 3 , e1603106 (2017).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ ПабМед Центральный Статья КАС пабмед Google ученый

  • Саймонс, Дж. Правила склонности к вибрационно-индуцированному отрыву электронов от анионов. Дж. Ам. хим. соц. 103 , 3971–3976 (1981).

    КАС Статья Google ученый

  • Бейли, К.Г., Дессент, CEH, Джонсон, М.А. и Боуэн, К.Х. Вибронные эффекты в фотоэлектронных спектрах, зависящих от энергии фотона, аниона CH 3 CN , связанного с диполем. J. Chem. физ. 104 , 6976–6983 (1996).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Булл, Дж. Н., Маклаган, Р. Г. и Харланд, П. В. Об электронном сродстве нитрометана (CH 3 NO 2 ). J. Phys. хим. А 114 , 3622–3629 (2010).

    КАС Статья Google ученый

  • Гуцев Г.Л. и Бартлетт Р.Дж. Теоретическое исследование валентно- и дипольно-связанных состояний нитрометанового аниона. J. Chem. физ. 105 , 8785–8792 (1996).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Лер, Л., Занни М.Т., Фришкорн К., Вайнкауф Р. и Ноймарк Д.М. Сольватация электронов в конечных системах: фемтосекундная динамика йодида. (Вода) n анионные кластеры. Science 284 , 635–638 (1999).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Янделл, М. А., Кинг, С. Б. и Ноймарк, Д. М. Динамика распада зарождающихся анионов, связанных диполем ацетонитрила и нитрометана, образующихся в результате внутрикластерного переноса заряда. J. Chem. физ. 140 , 184317 (2014).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ Статья КАС Google ученый

  • Кунин А. и Ноймарк Д. М. Радиационная химия с временным разрешением: фемтосекундная фотоэлектронная спектроскопия присоединения электронов и динамика фотодиссоциации в кластерах йодид-нуклеооснование. Физ. хим. хим. физ. 21 , 7239–7255 (2019).

    КАС Статья Google ученый

  • Роджерс, Дж.П., Анстотер, К.С. и Верлет, Дж.Р.Р. Сверхбыстрая динамика присоединения низкоэнергетических электронов через невалентное корреляционно-связанное состояние. Нац. хим. 10 , 341–346 (2018).

    КАС Статья Google ученый

  • Stephansen, A.B. et al. Динамика дипольно- и валентно-связанных анионов в бинарных комплексах йодид-аденин: фотоэлектронная визуализация с временным разрешением и квантово-механическое исследование. Дж.хим. физ. 143 , 104308 (2015).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ Статья КАС Google ученый

  • Левин, Б. Г. и Мартинес, Т. Дж. Изомеризация через конические пересечения. год. Преподобный физ. хим. 58 , 613–634 (2007).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Бландамер, М.Дж. и Фокс, М.Ф. Теория и приложения спектров переноса заряда на растворитель. Хим. 70 , 59–93 (1970).

    КАС Статья Google ученый

  • Кастеллани, М.Е., Анстотер, К.С. и Верлет, Дж.Р.Р. Об устойчивости дипольно-связанного состояния в присутствии молекулы. Физ. хим. хим. физ. 21 , 24286–24290 (2019).

    КАС Статья Google ученый

  • Нильсен, С.Б. и др. Спектр поглощения аниона хромофора зеленого флуоресцентного белка в вакууме. Физ. Преподобный Летт. 87 , 228102 (2001).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Mooney, C.R.S. et al. Устранение зеленой флуоресценции белка: динамика изолированного хромофорного аниона GFP. Хим. науч. 4 , 921–927 (2013).

    КАС Статья Google ученый

  • Робертс, Г.М., Лекуантр Дж., Хорке Д.А. и Верле Дж.Р.Р. Спектроскопия и динамика анион-радикала 7,7,8,8-тетрацианохинодиметана. Физ. хим. хим. физ. 12 , 6226–6232 (2010).

    КАС Статья Google ученый

  • Стэнли, Л. Х., Анстотер, К. С. и Верлет, Дж. Р. Р. Резонансы антраценильного аниона, полученные с помощью фотоэлектронной визуализации с частотным разрешением диссоциированной антраценовой карбоновой кислоты, индуцированной столкновением. Хим. науч. 8 , 3054–3061 (2017).

    КАС ПабМед Центральный Статья пабмед Google ученый

  • Булл, Дж. Н., Уэст, К. В. и Верлет, Дж. Р. Р. Об образовании анионов: фотоэлектронное изображение менадион-радикального анион-радикала с частотным, угловым и временным разрешением. Хим. науч. 6 , 1578–1589 (2015).

    КАС Статья Google ученый

  • Хорке Д.А., Робертс, Г.М., Лекуантр, Дж. и Верле, Дж.Р.Р. Картирование скоростей на полях с низкой экстракцией. Rev.Sci. Инструм. 83 , 063101 (2012).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ Статья КАС Google ученый

  • Булл, Дж. Н., Уэст, К. В. и Верлет, Дж. Р. Р. Внутренняя конверсия превосходит автоотрыв от резонансов в континууме депротонированных анионов тетрацена. Физ. хим. хим. физ. 17 , 32464–32471 (2015).

    КАС Статья Google ученый

  • Робертс, Г. М., Никсон, Дж. Л., Лекуантр, Дж., Вреде, Э. и Верле, Дж. Р. Р. К реконструкции изображения заряженных частиц в реальном времени с использованием полярной луковой очистки. Rev.Sci. Инструм. 80 , 053104 (2009).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Санторо Ф., Лами А., Импрота Р., Блоино, Дж. и Бароне, В. Эффективный метод расчета оптических спектров больших молекул при конечной температуре, включая эффекты Душинского и Герцберга-Теллера: полоса Qx порфирина в качестве примера. J. Chem. физ. 128 , 224311 (2008 г.).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ Статья КАС Google ученый

  • Чай, Дж. Д. и Хед-Гордон, М. Скорректированные на большие расстояния гибридные функционалы плотности с поправками затухающей атом-атомной дисперсии. Физ. хим. хим. физ. 10 , 6615–6620 (2008 г.).

    КАС Статья Google ученый

  • Даннинг, Т. Х. Базисные наборы Гаусса для использования в коррелированных молекулярных расчетах. I. Атомы бора через неон и водород. J. Chem. физ. 90 , 1007–1023 (1989).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Фриш, М.Дж. и др. Гауссиан 16 Редакция B.01. (Gaussian, Inc., Уоллингфорд, Коннектикут, 2016 г.).

    Google ученый

  • Ноойен, М. и Бартлетт, Р. Дж. Уравнение кластерного метода, связанного с движением, для присоединения электронов. J. Chem. физ. 102 , 3629–3647 (1995).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • CFOUR, Методы связанных кластеров для вычислительной химии, Квантово-химический программный пакет Стэнтон, Дж.Ф. и др. при участии A.A. Auer, A.A. et al. и интегрированные пакеты MOLECULE (Almlöf, J. и Taylor, PR), PROPS (Taylor, PR), ABACUS (Helgaker, T., Aa. Jensen, HJ, Jørgensen, P. & Olsen, J.) и подпрограммы ECP от Митин А.В. и ван Вюллен С. Актуальную версию см. на http://www.cfour.de.

  • Низ, Ф. Программная система ORCA. ПРОВОДА: Комп. Мол. науч. 2 , 73–78 (2012).

    КАС Google ученый

  • Дитчфилд, Р., Hehre, WJ & Pople, JA. Самосогласованные молекулярно-орбитальные методы. IX. Расширенный базис гауссового типа для молекулярно-орбитальных исследований органических молекул. J. Chem. физ. 54 , 724–728 (1971).

    ОБЪЯВЛЕНИЕ КАС Статья Google ученый

  • Скурски П., Гутовски М. и Саймонс Дж. Как выбрать одноэлектронный базис для надежного описания аниона, связанного диполем. Int J. Квант. хим. 80 , 1024–1038 (2000).

    КАС Статья Google ученый

  • Как нарисовать структуру Льюиса PCl3?

    Химическая формула треххлористого фосфора: PCl3. Рисовать структуру Льюиса PCl3 очень легко, используя следующий метод. Здесь, в этом посте, мы описали пошаговый метод построения структуры Льюиса PCl3. Элементы фосфора и хлора являются членами групп семейства азота и галогена из периодической таблицы соответственно.Валентных электронов у фосфора и хлора соответственно пять и семь. Раздел химии соединений галогенов фосфора используется для производства химических реагентов для органических химических реакций.

    Ключевые моменты, которые следует учитывать при рисовании структуры электронных точек PCl3

    Можно использовать трехэтапный подход для рисования структуры Льюиса PCl3. Первым шагом является набросок структуры Льюиса молекулы PCl3, чтобы добавить валентные электроны вокруг атома фосфора; второй шаг — добавить валентные электроны к трем атомам хлора, а последний шаг — объединить шаги 1 и 2, чтобы получить структуру Льюиса PCl3.

    Структура Льюиса PCl3 представляет собой диаграмму, иллюстрирующую количество валентных электронов и пар связанных электронов в молекуле PCl3. Затем геометрию молекулы PCl3 можно предсказать с помощью теории отталкивания электронных пар валентной оболочки (теория VSEPR), которая утверждает, что молекулы будут выбирать геометрическую форму PCl3, в которой электроны отличаются друг от друга.

    Наконец, вы должны добавить полярности их связей, чтобы вычислить прочность трех одинарных связей P-Cl (свойства дипольного момента молекулы PCl3).Связи фосфор-хлор в треххлористом фосфоре (PCl3), например, поляризованы в сторону более электроотрицательного хлора в молекуле PCl3, а также потому, что обе связи имеют одинаковый размер и расположены вокруг трех хлорных концов тригональной пирамиды с одной неподеленной парой ( всего два электрона) на атоме фосфора, их сумма дипольных моментов отлична от нуля из-за дипольного момента связи молекулы PCl3 и большей полярности электронов по отношению к атомам хлора. Потому что каждые три полярности связей P-Cl не компенсируют друг друга в молекуле PCl3 благодаря наличию одной неподеленной пары электронов.Молекула трихлорида фосфора (PCl3) классифицируется как полярная молекула.

    Молекула трихлорида фосфора (с тригонально-пирамидальной молекулярной геометрией) наклонена, валентные углы между фосфором и хлором составляют 100 градусов. Он имеет разницу в значениях электроотрицательности между атомами фосфора и хлора, причем притяжение центрального фосфора меньше, чем у концевого хлора в молекуле PCl3. Но они не компенсировали друг друга благодаря асимметричной тригональной пирамидальности с одной неподеленной парой в молекулярной геометрии молекулы PCl3.

    В результате он имеет ненулевой дипольный момент. Молекула PCl3 имеет ненулевой дипольный момент из-за неравномерного распределения отрицательных и положительных зарядов. Но и атомы фосфора, и атомы хлора попадают в группы семейства азота и галогена в периодической таблице соответственно. Атом хлора является более электроотрицательным, чем фосфор в молекуле PCl3. Молекула PCl3 имеет суммарный дипольный момент 0,97D в энергетическом состоянии основного состояния.

    Молекула PCl3 имеет три одинарные связи P-Cl. Его дипольный момент в основном состоянии совершенно иной, чем в возбужденном состоянии. Если он поглощает свет, это может быть видимый или ультрафиолетовый свет. Он претерпевает переход от пи к пи-звезде и от п к пи-звезде с энергетического уровня основного состояния на энергетический уровень возбужденного состояния. На энергетическом уровне возбужденного состояния молекула PCl3 проявляет определенный дипольный момент. Но очень динамично.

    Молекулы можно классифицировать как полярные и неполярные.Полярная молекула ведет себя иначе, чем неполярная.

    Обзор: структура Льюиса PCl3

    Центральным атомом является фосфор, который граничит с тремя концами с атомами хлора (в тригонально-пирамидальной геометрии) и одной неподеленной парой на центральном атоме фосфора в тригонально-пирамидальной молекулярной геометрии. Фосфор имеет пять самых внешних валентных электронов, что указывает на то, что он обладает пятью электронами на своей самой внешней оболочке, тогда как хлор также имеет семь валентных электронов на самой внешней оболочке.Для завершения октета атомов фосфора и хлора требуется три и один валентный электрон на каждой их самой внешней оболочке соответственно.

    В результате три атома хлора образуют ковалентные связи с центральным атомом фосфора, оставляя атом фосфора с одной неподеленной парой. На центральном атоме фосфора есть одна неподеленная пара электронов, которая сопротивляется парам связей трех связей P-Cl. Согласно теории VSEPR, полярность одиночных пар связей P-Cl приводит к тому, что молекула PCl3 принимает структуру тригональной пирамидальной геометрии.

    Три связи P-Cl в молекуле PCl3 расположены в симметричном порядке полярности вокруг тригонально-пирамидальной молекулярной геометрии, что приводит к форме молекулы PCl3. Молекула PCl3 имеет тригонально-пирамидальную молекулярную геометрию, потому что существует электрическое отталкивание между неподеленными парами электронов в фосфоре и тремя парами одинарных связей (P-Cl) молекулы PCl3.

    Структура Льюиса PCl3 имеет точечную электронную репрезентативную структуру. Валентные электроны атомов претерпевают смешение орбиталей в химических реакциях, что дает новые типы молекулярных частиц PCl3.Молекула — это не что иное, как пучок валентных электронов атомов. Но он преобразуется в пары связей и неподеленные пары в молекулярной структуре.

    Электроотрицательное значение Разница Расчет PCl3 Молекула:

    Фосфор и хлор Электроотрицательная разность в PCl3:

    Атом фосфора имеет электроотрицательность 2,19, а хлор имеет электроотрицательность 3,16 в молекуле PCl3. Разницу в электроотрицательности фосфора и хлора можно оценить с помощью приведенного ниже метода.

    Разность значений электроотрицательности между фосфором и хлором в молекуле PCl3

    Значение электроотрицательности фосфора = 2,19

    Значение электроотрицательности хлора = 3,16

    Разница значений электроотрицательности между фосфором и хлором в молекуле PCl3

    Разность электроотрицательностей между связью P-Cl Расчет молекулы PCl3

    Электроотрицательная разница между фосфором и хлором больше 0.5. Это указывало на то, что полярность связи приближается к полярной природе. Полярность связи P-Cl в молекуле PCl3 полярная.

    Из-за этой разницы в электроотрицательности атомов фосфора и хлора связь P-Cl в молекуле PCl3 становится полярной. Суммарный результирующий дипольный момент молекулы PCl3 отличен от нуля из-за несокращения дипольного момента связи в тригонально-пирамидальной геометрии. Электроотрицательность атома — это сила, с которой он может притягивать на свою сторону связанные электронные пары.Полярность PCl3 обсуждалась в нашем предыдущем посте.

    В результате дипольный момент связи P-Cl высок из-за поляризации связей и одной неподеленной пары электронов на фосфоре, а все диполи связи P-Cl расположены в асимметричной молекулярной геометрии PCl3. Молекула PCl3 имеет ненулевой суммарный дипольный момент.

    Электронно-точечная структура молекулы PCl3 также известна как структура Льюиса PCl3. Он определяет количество самых внешних валентных электронов, а также электронов, участвующих в образовании связи молекулы PCl3.При рассмотрении структуры молекулы Льюиса необходимо понимать самые внешние валентные электроны молекулы PCl3.

    Атом фосфора является средним элементом в молекулярной геометрии PCl3 с пятью электронами на внешней оболочке валентных электронов, тогда как атом хлора имеет семь электронов на внешней оболочке валентных электронов. Атом хлора имеет семь валентных электронов.

    PCl3 имеет в общей сложности 26 валентных электронов в результате вышеприведенных рассуждений.С основным центральным атомом фосфора три конца с тремя атомами хлора образуют ковалентные связи, оставляя атом фосфора с одной неподеленной парой в середине тригональной пирамидальной геометрии.

    Поскольку неподеленные пары на концевых атомах хлора создают взаимодействие с парами связей P-Cl (но оно незначительно в основном состоянии молекулы PCl3). Валентный угол связи Cl-P-Cl в тригонально-пирамидальной молекулярной геометрии составляет примерно 100 градусов. Этот угол меньше валентного угла молекулы Ch5.Длина связи P-Cl составляет 207 пм (пикометр).

    Чтобы сделать набросок структуры Льюиса PCl3, следуя этим инструкциям:

    Шаг 1: точечная структура Льюиса PCl3 путем подсчета валентных электронов на атоме фосфора

    Чтобы рассчитать валентный электрон каждого атома в PCl3, найдите его периодическую группу в периодической таблице. Семейства групп азота и галогена, которые являются 15-й и 17-й группами в периодической таблице, состоят из атомов фосфора и хлора соответственно.В своих внешних оболочках хлор и фосфор имеют семь и пять валентных электронов соответственно.

    Рассчитайте общее количество валентных электронов на внешней валентной оболочке молекулы PCl3. Первый шаг — определить, сколько электронов находится в самой внешней валентной оболочке структуры Льюиса PCl3. Электрон в самой внешней оболочке атома известен как валентный электрон. Он представлен точками на диаграмме Льюиса PCl3. Основной атом фосфора молекулы PCl3 можно представить следующим образом:

    Общее количество электронов внешней валентной оболочки атома фосфора в PCl3= 5

    Общее количество электронов внешней валентной оболочки атома хлора в PCl3= 7

    Молекула PCl3 имеет один центральный атом фосфора и три атома хлора.Тогда общее количество электронов внешней валентной оболочки можно рассчитать следующим образом:

    ∴ Общее количество электронов внешней валентной оболочки, доступных для структуры Льюиса PCl3 (точечная структура) = 5+3*7= 26 валентных электрона в PCl3.  

    расчет полного валентного электрона молекулы PCl3

    Выберите атом с наименьшим электроотрицательным значением и вставьте его в центр молекулярной геометрии PCl3. Мы выберем атом с наименьшим электроотрицательным значением в молекуле PCl3 и поместим его в центр структурной диаграммы Льюиса PCl3 в этой фазе.Значение электроотрицательности в периодических группах растет слева направо в таблице Менделеева и падает сверху вниз.

    Первым шагом является размещение пяти валентных электронов вокруг атома фосфора, как показано на рисунке.

    Шаг 2: структура Льюиса PCl3 для подсчета валентных электронов вокруг концевых атомов хлора

    В результате фосфор является первым атомом в группе семейства азота периодической таблицы. Хлор является вторым членом семейства галогенов.Электроотрицательность атома хлора выше, чем у атома фосфора в молекуле PCl3. Кроме того, хлор имеет предел в семь электронов, поскольку фосфор является менее электроотрицательным элементом в молекуле PCl3.

    На структурной диаграмме Льюиса PCl3 атом фосфора может быть центральным атомом молекулы. В результате центральный фосфор в структуре Льюиса PCl3 со всеми тремя атомами хлора расположен в треугольной пирамидальной геометрии.

    Добавьте валентные электроны вокруг атома хлора, как показано на рисунке.

    Этап 3: Точечная структура Льюиса для PCl3, созданная на этапах 1 и 2

    Соедините внешний и центральный атомы ядра молекулы PCl3 тремя одинарными связями P-Cl. На этом этапе используйте три атома хлора снаружи молекулы PCl3 для центрального атома фосфора посередине.

    Подсчитайте, сколько электронов с самой внешней валентной оболочки уже было использовано в структуре PCl3. Каждая одинарная связь P-Cl несет два электрона, поскольку каждый атом фосфора соединен с тремя атомами хлора тремя одинарными связями P-Cl.Связующие пары P-Cl — вот как они называются.

    Таким образом, из 26 валентных электронов, доступных для структуры Льюиса PCl3, мы использовали шесть электронов для трех одинарных связей P-Cl молекулы PCl3. Молекула PCl3 имеет одну неподеленную пару электронов у центрального атома фосфора.

    Расположите валентные электроны в парах связи P-Cl, начиная с основного атома фосфора, три атома хлора в молекуле PCl3. В структурной диаграмме Льюиса PCl3 мы всегда начинаем с введения валентных электронов от центрального атома фосфора (на шаге 1).В результате сначала оберните валентные электроны пары связи центрального атома фосфора (см. рисунок для шага 1).

    Атом фосфора в молекуле получает только 8 электронов вокруг своей молекулярной структуры. Этот центральный атом фосфора стабилен по октету. Но у него есть одна одинокая пара. Фосфор представляет собой твердое вещество коричневатого цвета. Фосфор загорается на воздухе. А вот фосфор используется в спичечных коробках и петардах.

    Хлор (Cl2) находится в газообразном состоянии при нормальной температуре и давлении.Он используется в качестве хлорирующего агента в области органической химии. Это очень агрессивный газ. Он вызывает сухую коррозию металлических корпусов. Он очень реактивен по отношению к биомикроорганизмам. Он также используется в качестве дезинфицирующего средства на очистных сооружениях.

    Фосфору требуется 8 электронов в его самой внешней валентной оболочке для обеспечения стабильности молекулярного октета, шесть пар электронов в трех одинарных связях P-Cl и одна неподеленная пара в центральном атоме фосфора. Затем неподеленная пара электронов на атомах хлора молекулы PCl3 размещается в тригонально-пирамидальной геометрии.Фосфор уже делит 8 электронов с тремя одинарными связями P-Cl. Затем поместите валентный электрон в атомы хлора, он разместил около семи электронов на каждом атоме (шаг 2). 18 валентных электронов были размещены вокруг трех атомов хлора в виде неподеленных пар электронов.

    Мы разместили 18 электронов вокруг трехконцевых атомов хлора (шаг 3), которые представлены точкой в ​​молекулярной структуре PCl3 выше. Атом фосфора завершает свою молекулярную стабильность октета в молекуле PCl3, поскольку он обладает шестью электронами в своих (три одинарных связи P-Cl) парах связей с тремя атомами хлора в самой внешней валентной оболочке.

    Подсчитайте, сколько электронов самой внешней валентной оболочки было использовано до сих пор, используя структуру Льюиса PCl3. три пары электронных связей показаны точками в химической структуре PCl3, тогда как каждая из трех одинарных связей содержит по два электрона. В результате расчета количество электронов внешней валентной оболочки молекулы PCl3 (пар связи) равно шести. Общее количество валентных электронов в атоме фосфора равно 8,

    .

    До сих пор мы использовали 26 из 26 электронов самой внешней валентной оболочки структуры Льюиса PCl3.Одна неподеленная пара электронов на атоме фосфора в тригонально-пирамидальной геометрии молекулы PCl3.

    Завершить стабильность среднего атома фосфора и при необходимости применить ковалентную связь. Центральный атом фосфора обладает октетной стабильностью (благодаря трем парам одинарных связей электронов).

    Основным атомом в структуре Льюиса PCl3 является фосфор, который связан с тремя атомами хлора одинарными связями (три P-Cl). С помощью трех одинарных связей он делит уже 8 электронов.В результате фосфор следует правилу октетов и имеет 8 электронов, окружающих его на трех концах тригонально-пирамидальной геометрии молекулы PCl3.

    Как рассчитать формальный заряд атомов фосфора и хлора в структуре Льюиса PCl3?

    Расчет формального заряда фосфора молекулы PCl3 :

    Формальный заряд центрального атома фосфора молекулы PCl3 часто соответствует фактическому заряду этого центрального атома фосфора.В следующих вычислениях формальный заряд будет рассчитан для центрального атома фосфора точечной структуры Льюиса PCl3.

    Рассчитать формальный заряд центрального атома фосфора молекулы PCl3 по следующей формуле:

    Формальный заряд атома фосфора молекулы PCl3= (V. E(P)– LE(P) – 1/ 2(BE))

    VE (P) = валентный электрон в атоме фосфора молекулы PCl3

    LE(P) = неподеленная пара электрона в атоме фосфора молекулы PCl3.

    B.E = электрон связи в атоме P молекулы PCl3

    расчет формального заряда атома фосфора в молекуле PCl3

    Атом фосфорного ядра (три одинарные связи, соединенные с тремя атомами хлора) молекулы PCl3 имеет пять валентных электронов, одну неподеленную пару электронов (два электрона) и шесть связывающих парных валентных электронов. Подставьте эти значения для атома фосфора в приведенную выше формулу.

    Формальный заряд атома фосфора молекулы PCl3 = (5- 2-(6/2)) =0

    В структуре Льюиса PCl3 формальный заряд центрального атома фосфора равен нулю.

    Расчет формального заряда атома хлора молекулы PCl3 :

    Формальный заряд концевых атомов хлора в молекуле PCl3 часто соответствует фактическому заряду этих концевых атомов хлора. В следующих вычислениях формальный заряд будет рассчитываться на концевом атоме хлора точечной структуры Льюиса PCl3.

    Для расчета формального заряда концевого атома хлора молекулы PCl3 по следующей формуле:

    Формальный заряд атома хлора молекулы PCl3= (V.E(Cl)– LE(Cl) – 1/2(BE))

    VE (Cl) = валентный электрон в атоме хлора молекулы PCl3

    LE(Cl) = неподеленные пары электрона в хлоре атом молекулы PCl3 .

    B.E = Электронная пара связи в атоме Cl молекулы PCl3

    Расчет формального заряда атома хлора в молекуле PCl3

    Концевые атомы хлора молекулы PCl3 имеют семь валентных электронов, три неподеленные пары электронов (шесть электронов) и два связывающих спаренных валентных электрона (простая связь).Подставьте эти значения для атома хлора в приведенную выше формулу.

    Формальный заряд атома хлора молекулы PCl3 = (7- 6-(2/2)) =0

    В структуре Льюиса PCl3 формальный заряд на концевом атоме хлора равен нулю.

    Сводка:

    В этом посте мы обсудили метод построения структуры PCl3 Льюиса. Во-первых, валентные электроны располагаются вокруг атома фосфора.Во-вторых, поместите валентный электрон на атомы хлора. Наконец, когда мы объединили первый и второй шаги. Это дает PCl3 структуру Льюиса. Необходимо помнить, что если вы будете следовать описанному выше методу, вы сможете очень легко построить структуру молекулярных точек.

    Что такое структура Льюиса PCl3?

    PCl3 Структура Льюиса представляет собой точечное представление

    Каков формальный заряд структуры Льюиса PCl3?

    Нулевые заряды на молекулярной структуре PCl3

    Полярность молекул

    Полярность молекул указана следующим образом

    Структура Льюиса и молекулярная геометрия

    Структура Льюиса и молекулярная геометрия молекул перечислены ниже

    Внешняя ссылка:

    Информация о PCl3

    .

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

    2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
    тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск