Валентность фосфора.
Валентность фосфора:
Валентность (от лат. valēns – «имеющий силу») – способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей.
Валентность – это мера (численная характеристика) способности химических элементов образовывать определённое число химических связей.
Значения валентности записывают римскими цифрами I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII.
Валентность определяют по числу химических связей, которые один атом образует с другими.
Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.
Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.
С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.
Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.
Валентность фосфора равна III, V. Фосфор проявляет переменную валентность.
Валентность фосфора в соединениях | |
III | P2O3, Ca3P2, PH3 |
V | P2O5, H3PO4, PCl5х |
Все свойства атома фосфора
Источник: https://ru.wikipedia.org
Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com
Коэффициент востребованности
852
1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами
Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов
Оксиды фосфора
1. Оксид фосфора (III)
2. Оксид фосфора (V)
Фосфорная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы
Фосфористая кислота
Соли фосфорной кислоты
Фосфор
Положение в периодической системе химических элементов
Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение фосфора
Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:
Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:
При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.
Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.
Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
Физические свойства и нахождение в природе
Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Белый фосфор — это вещество состава P4. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.
Белый фосфор:
Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):
Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.
Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300оС без доступа воздуха.
Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.
Черный фосфор:
Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.
В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca3(PO4)2), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.
Соединения фосфора
Типичные соединения фосфора:
Степень окисления | Типичные соединения |
+5 | оксид фосфора (V) P2O5
ортофосфорная кислота H3PO4 метафосфорная кислота HPO3 пирофосфорная кислота H4P2O7 фосфаты MePO4 Гидрофосфаты MeНРО4 Дигидрофосфаты MeН2РО4 Галогенангидриды: PОCl3, PCl5 |
+3 | Оксид фосфора (III) P2O3
Фосфористая кислота H3PO3 Фосфиты MeHPO3 Галогенангидриды: PCl3 |
+1 | Фосфорноватистая кислота H3PO2
Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты: MeH2PO2 |
-3 | Фосфин PH3
Фосфиды металлов MeP |
Способы получения фосфора
1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + 2P
2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.
4HPO3 + 10C → P4 + 2H2O + 10 CO
3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.
Химические свойства фосфора
При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.
1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу
ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:
4P + 3O2 → 2P2O3
4P + 5O2 → 2P2O5
Горение белого фосфора:
Горение красного фосфора:
1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5:
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2P + 5Cl2 → 2PCl5
Фосфор реагирует с бромом:
1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
2P + 3S → P2S3
2P + 5S → P2S5
1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
2P + 3Ca → Ca3P2
2P + 3Mg → Mg3P2
Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:
P + 3Na → Na3P
1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.
2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.
Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
5HNO3 + P → H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
5HNO3 + 3P + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑
Серная кислота также окисляет фосфор:
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют фосфор:
6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.
Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):
2P + 5Ag2O → P2O5 + 10Ag
2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:
4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑ или
P4 + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑
Или с гидроксидом кальция:
8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O → 3Ca(H2PO2)2 + 2PH3↑
Фосфин
Строение молекулы и физические свойства
Фосфин PH3 – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5о.
У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.
Способы получения фосфина
В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.
Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:
Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3
Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:
Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑
Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:
4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑
Химические свойства фосфина
1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.
Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:
PH3 + HI → PH4I
Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.
2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
PH3 + 2O2 → H3PO4
3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.
Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.
PH3 + 8HNO3 → H3PO4 + 8NO2 + 4H2O
Серная кислота также окисляет фосфин:
PH3 + 3H2SO4 → H3PO4 + 3SO2 + 3H2O
С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.
Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:
2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl
Фосфиды
Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.
Способы получения фосфидов
Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.
Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:
2P + 3Mg → Mg3P2
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфор взаимодействует с натрием:
P + 3Na → Na3P
Химические свойства фосфидов
1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.
Например, фосфид кальция разлагается водой:
Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3↑
Фосфид магния разлагается соляной кислотой:
Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑
2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.
Оксиды фосфора
Оксиды азота | Цвет | Фаза | Характер оксида |
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид | белый | твердый | кислотный |
P2O5 Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид | белый | твердый | кислотный |
Оксид фосфора (III)
Оксид фосфора (III) – это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях. Пары состоят из молекул P4O6.
Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:
4P + 3O2 → 2P2O3
Химические свойства оксида фосфора (III):
Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P2O3 (P4O6) характерны два типа реакций.
1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P2O3 реакции диспропорционирования.
Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:
2Р2О3 + 6Н2О (гор.) → РН3 + 3Н3РО4
2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет свойства восстановителя.
Например, N2O окисляется кислородом:
Р2О3 + О2 → Р2О5
3. С другой стороны Р2О3 проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:
Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3
а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):
Р2О3 + 4KOH → 2K2HРО3 + H2O
Оксид фосфора (V)
Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4О10. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).
Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.
4P + 5O2 → 2P2O5
Химические свойства.
1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.
Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:
P2O5 + H2SO4 → 2HPO3 + SO3
P2O5 + 2HNO3 → 2HPO3 + N2O5
P2O5 + 2CH3COOH → 2HPO3 + (CH3CO)2O
2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:
P2O5 + 2H2O → 2H4P2O7
P2O5 + H2O → HPO3
Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.
3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.
Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
P2O5 + 6NaOH → 2Na3PO4 + 3H2O
P2O5 + 2NaOH + H2O → 2NaH2PO4
P2O5 + 4NaOH → 2Na2HPO4 + H2O
Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):
P2O5 + 3BaO → Ba3(PO4)2
Фосфорная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H3PO4, мета-фосфорную HPO3, пиро-фосфорную H4P2O7.
Фосфорная кислота H3PO4 – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.
Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.
При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H4P2O7.
При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO3, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.
Способы получения
Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.
1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.).
Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:
Ca3(PO4)2(тв) + 3H2SO4(конц) → 2H3PO4 + 3CaSO4
3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.
Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
5HNO3 + P → H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
Химические свойства
Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая).
1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4–
H2PO4– ⇄ H+ + HPO42–
HPO42– ⇄ H+ + PO43–
2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:
2H3PO4 + 3MgO → Mg3(PO4)2 + 3H2O
Еще пример: при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:
H3PO4 + КОН → KH2РО4 + H2O
H3PO4 + 2КОН → К2НРО4 + 2H2O
H3PO4 + 3КОН → К3РО4 + 3H2O
3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н3PO4 + 3NaHCO3 → Na3PO4 + CO2 + 3H2O
4. При нагревании H3PO4 до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:
2H3PO4 → H2P2O7 + H2O
5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:
2H3PO4 + 3Mg → Mg3(PO4)2 + 3H2
Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:
2H3PO4 + 3NH3 → NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4
7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:
Н3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3НNO3
Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.
Фосфористая кислота
Фосфористая кислота H3PO3 — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.
Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.
Получение фосфористой кислоты.
Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).
Например, гидролизом хлорида фосфора (III):
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:
Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3
Химические свойства.
1. Фосфористая кислота H3PO3 в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.
Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:
H3PO3 + 2NaOH → Na2HPO3 + 2H2O
2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р-3) и фосфорную кислоту (Р+5):
4H3PO3 → 3H3PO4 + PH3
3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.
Например, H3PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:
5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):
H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl
Соли фосфорной кислоты — фосфаты
Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.
1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра.
K3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3KNO3
2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.
Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 → 3Ca(H2PO4)2
Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.
Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:
Ca3(PO4)2 + 8C → Ca3P2 + 8CO
Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:
3Ca3(PO4)2 + 16Al → 3Ca3P2 + 8Al2O3
4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.
Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:
K2HPO4 + H3PO4 → 2KH2PO4
Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:
K2HPO4 + KOH → K3PO4 + H2O
5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.
Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:
NaH2PO4 + 2NaOH → Na3PO4 + 2H2O
Валентность химических элементов (Таблица)
Валентность химических элементов – это способность у атомов хим. элементов образовывать некоторое число химических связей. Принимает значения от 1 до 8 и не может быть равна 0. Определяется числом электронов атома затраченых на образование хим. связей с другим атомом. Валентность это реальная величина. Обозначается римскими цифрами (I ,II, III, IV, V, VI, VII, VIII).
Как можно определить валентность в соединениях:
— Валентность водорода (H) постоянна всегда 1. Отсюда в соединении H2O валентность O равна 2.
— Валентность кислорода (O) постоянна всегда 2. Отсюда в соединении СО2 валентность С равно 4.
— Высшая валентность всегда равна № группы.
— Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в Таблице Менделеева) и номером группы, в которой находится элемент.
— У металлов в подгруппах А таблицы Менделеева, валентность = № группы.
— У неметаллов обычно две валентности: высшая и низшая.
Валентность химических элементов может быть постоянной и переменной. Постоянная в основном у металлов главных подгрупп, переменная у неметаллов и металлов побочных подгруп.
Таблица валентности химических элементов
Атомный № |
Химический элемент |
Символ |
Валентность химических элементов |
Примеры соединений |
1 |
Водород / Hydrogen |
H |
I |
HF |
2 |
Гелий / Helium |
He |
отсутствует |
— |
3 |
Литий / Lithium |
Li |
I |
Li2O |
4 |
Бериллий / Beryllium |
Be |
II |
BeH2 |
5 |
Бор / Boron |
B |
III |
BCl3 |
6 |
Углерод / Carbon |
C |
IV, II |
CO2, CH4 |
7 |
Азот / Nitrogen |
N |
I, II, III, IV |
NH3 |
8 |
Кислород / Oxygen |
O |
II |
H2O, BaO |
9 |
Фтор / Fluorine |
F |
I |
HF |
10 |
Неон / Neon |
Ne |
отсутствует |
— |
11 |
Натрий / Sodium |
Na |
I |
Na2O |
12 |
Магний / Magnesium |
Mg |
II |
MgCl2 |
13 |
Алюминий / Aluminum |
Al |
III |
Al2O3 |
14 |
Кремний / Silicon |
Si |
IV |
SiO2, SiCl4 |
15 |
Фосфор / Phosphorus |
P |
III, V |
PH3, P2O5 |
16 |
Сера / Sulfur |
S |
VI, IV, II |
H2S, SO3 |
17 |
Хлор / Chlorine |
Cl |
I, III, V, VII |
HCl, ClF3 |
18 |
Аргон / Argon |
Ar |
отсутствует |
— |
19 |
Калий / Potassium |
K |
I |
KBr |
20 |
Кальций / Calcium |
Ca |
II |
CaH2 |
21 |
Скандий / Scandium |
Sc |
III |
Sc2S3 |
22 |
Титан / Titanium |
Ti |
II, III, IV |
Ti2O3, TiH4 |
23 |
Ванадий / Vanadium |
V |
II, III, IV, V |
VF5, V2O3 |
24 |
Хром / Chromium |
Cr |
II, III, VI |
CrCl2, CrO3 |
25 |
Марганец / Manganese |
Mn |
II, III, IV, VI, VII |
Mn2O7, Mn2(SO4)3 |
26 |
Железо / Iron |
Fe |
II, III |
FeSO4, FeBr3 |
27 |
Кобальт / Cobalt |
Co |
II, III |
CoI2, Co2S3 |
28 |
Никель / Nickel |
Ni |
II, III, IV |
NiS, Ni(CO)4 |
29 |
Медь / Copper |
Сu |
I, II |
CuS, Cu2O |
30 |
Цинк / Zinc |
Zn |
II |
ZnCl2 |
31 |
Галлий / Gallium |
Ga |
III |
Ga(OH)3 |
32 |
Германий / Germanium |
Ge |
II, IV |
GeBr4, Ge(OH)2 |
33 |
Мышьяк / Arsenic |
As |
III, V |
As2S5, H3AsO4 |
34 |
Селен / Selenium |
Se |
II, IV, VI, |
H2SeO3 |
35 |
Бром / Bromine |
Br |
I, III, V, VII |
HBrO3 |
36 |
Криптон / Krypton |
Kr |
VI, IV, II |
KrF2, BaKrO4 |
37 |
Рубидий / Rubidium |
Rb |
I |
RbH |
38 |
Стронций / Strontium |
Sr |
II |
SrSO4 |
39 |
Иттрий / Yttrium |
Y |
III |
Y2O3 |
40 |
Цирконий / Zirconium |
Zr |
II, III, IV |
ZrI4, ZrCl2 |
41 |
Ниобий / Niobium |
Nb |
I, II, III, IV, V |
NbBr5 |
42 |
Молибден / Molybdenum |
Mo |
II, III, IV, V, VI |
Mo2O5, MoF6 |
43 |
Технеций / Technetium |
Tc |
I — VII |
Tc2S7 |
44 |
Рутений / Ruthenium |
Ru |
II — VIII |
RuO4, RuF5, RuBr3 |
45 |
Родий / Rhodium |
Rh |
I, II, III, IV, V |
RhS, RhF3 |
46 |
Палладий / Palladium |
Pd |
I, II, III, IV |
Pd2S, PdS2 |
47 |
Серебро / Silver |
Ag |
I, II, III |
AgO, AgF2, AgNO3 |
48 |
Кадмий / Cadmium |
Cd |
II |
CdCl2 |
49 |
Индий / Indium |
In |
III |
In2O3 |
50 |
Олово / Tin |
Sn |
II, IV |
SnBr4, SnF2 |
51 |
Сурьма / Antimony |
Sb |
III, V |
SbF5, SbH3 |
52 |
Теллур / Tellurium |
Te |
VI, IV, II |
TeH2, H6TeO6 |
53 |
Иод / Iodine |
I |
I, III, V, VII |
HIO3, HI |
54 |
Ксенон / Xenon |
Xe |
II, IV, VI, VIII |
XeF6, XeO4, XeF2 |
55 |
Цезий / Cesium |
Cs |
I |
CsCl |
56 |
Барий / Barium |
Ba |
II |
Ba(OH)2 |
57 |
Лантан / Lanthanum |
La |
III |
LaH3 |
58 |
Церий / Cerium |
Ce |
III, IV |
CeO2 , CeF3 |
59 |
Празеодим / Praseodymium |
Pr |
III, IV |
PrF4, PrO2 |
60 |
Неодим / Neodymium |
Nd |
III |
Nd2O3 |
61 |
Прометий / Promethium |
Pm |
III |
Pm2O3 |
62 |
Самарий / Samarium |
Sm |
II, III |
SmO |
63 |
Европий / Europium |
Eu |
II, III |
EuSO4 |
64 |
Гадолиний / Gadolinium |
Gd |
III |
GdCl3 |
65 |
Тербий / Terbium |
Tb |
III, IV |
TbF4, TbCl3 |
66 |
Диспрозий / Dysprosium |
Dy |
III |
Dy2O3 |
67 |
Гольмий / Holmium |
Ho |
III |
Ho2O3 |
68 |
Эрбий / Erbium |
Er |
III |
Er2O3 |
69 |
Тулий / Thulium |
Tm |
II, III |
Tm2O3 |
70 |
Иттербий / Ytterbium |
Yb |
II, III |
YO |
71 |
Лютеций / Lutetium |
Lu |
III |
LuF3 |
72 |
Гафний / Hafnium |
Hf |
II, III, IV |
HfBr3, HfCl4 |
73 |
Тантал / Tantalum |
Ta |
I — V |
TaCl5, TaBr2, TaCl4 |
74 |
Вольфрам / Tungsten |
W |
II — VI |
WBr6, Na2WO4 |
75 |
Рений / Rhenium |
Re |
I — VII |
Re2S7, Re2O5 |
76 |
Осмий / Osmium |
Os |
II — VI, VIII |
OsF8, OsI2, Os2O3 |
77 |
Иридий / Iridium |
Ir |
I — VI |
IrS3, IrF4 |
78 |
Платина / Platinum |
Pt |
I, II, III, IV, V |
Pt(SO4)3, PtBr4 |
79 |
Золото / Gold |
Au |
I, II, III |
AuH, Au2O3, Au2Cl6 |
80 |
Ртуть / Mercury |
Hg |
II |
HgF2, HgBr2 |
81 |
Талий / Thallium |
Tl |
I, III |
TlCl3, TlF |
82 |
Свинец / Lead |
Pb |
II, IV |
PbS, PbH4 |
83 |
Висмут / Bismuth |
Bi |
III, V |
BiF5, Bi2S3 |
84 |
Полоний / Polonium |
Po |
VI, IV, II |
PoCl4, PoO3 |
85 |
Астат / Astatine |
At |
нет данных |
— |
86 |
Радон / Radon |
Rn |
отсутствует |
— |
87 |
Франций / Francium |
Fr |
I |
— |
88 |
Радий / Radium |
Ra |
II |
RaBr2 |
89 |
Актиний / Actinium |
Ac |
III |
AcCl3 |
90 |
Торий / Thorium |
Th |
II, III, IV |
ThO2, ThF4 |
91 |
Проактиний / Protactinium |
Pa |
IV, V |
PaCl5, PaF4 |
92 |
Уран / Uranium |
U |
III, IV |
UF4, UO3 |
93 |
Нептуний |
Np |
III — VI |
NpF6, NpCl4 |
94 |
Плутоний |
Pu |
II, III, IV |
PuO2, PuF3, PuF4 |
95 |
Америций |
Am |
III — VI |
AmF3, AmO2 |
96 |
Кюрий |
Cm |
III, IV |
CmO2, Cm2O3 |
97 |
Берклий |
Bk |
III, IV |
BkF3, BkO2 |
98 |
Калифорний |
Cf |
II, III, IV |
Cf2O3 |
99 |
Эйнштейний |
Es |
II, III |
EsF3 |
100 |
Фермий |
Fm |
II, III |
— |
101 |
Менделевий |
Md |
II, III |
— |
102 |
Нобелий |
No |
II, III |
— |
103 |
Лоуренсий |
Lr |
III |
— |
Номер |
Элемент |
Символ |
Валентность химических элементов |
Пример |
Поделитесь ссылкой с друзьями: