Меню

Ca h2po4 2 как называется

Соли средние, кислые, основные

Соли встречаются в химии очень часто. Состоят они из металла и кислотного остатка, образуются чаще всего в реакции нейтрализации, то есть реакции между основанием и кислотой, хотя получить соли можно и другими способами. Изучение химии в школе предполагает знакомство со средними солями , но иногда в школьной химии встречаются кислые и основные соли. О них и пойдёт речь.

Классификация солей

Средние соли

Итак, средние соли образуются, когда в кислоте все атомы водорода замещены металлом . Примеры средних солей: КCl, Li2SO4, Na3PO4.

Из примеров как раз видно, что в кислотах , использованных для получения солей, все атомы водорода заместились на металл. Посмотрите, например, на фосфат натрия Na3PO4. Эта соль фосфорной кислоты H3PO4. Видно, что все три атома водорода заместились на атомы натрия.

Средние соли. Номенклатура

Здесь нет никакой сложности:

в названии используется название кислотного остатка и металл.

Ca(NO3)2 – нитрат кальция (нитрат – соль азотной кислоты),

MgSO4 – сульфат магния (сульфат – соль серной кислоты),

К3PO4 – фосфат калия (фосфат – соль фосфорной кислоты).

Кислые соли

Кислые соли – продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла . Примеры кислых солей: NaHCO3, KHSO3.

При составлении формул кислых солей важно понимать, как они образуются, иначе будет путаница с индексами. Давайте разберём это на примере гидрокарбоната натрия NaHCO3. Для начала вспомним о карбонате натрия Na2CO3. Это соль угольной кислоты Н2СО3. При образовании карбоната натрия заместились оба атома водорода на два атома натрия, то есть вместо двух атомов водорода в кислоте H2CO3 встали два атома натрия, образовав карбонат натрия Na2CO3:

в H2CO3 заместились 2 атома водорода на 2 атома натрия с образованием Na2CO3

А вот если атомов натрия не хватило, то атом натрия заместит лишь один атом водорода, второй при этом останется, то есть:

в H2CO3 заместился 1 атом водорода на 1 атом натрия с образованием NaHCO3

Обратите внимание, что все валентности учтены! Это важно! Вы знаете, что валентность кислотного остатка угольной кислоты СО3 равна II (потому что угольная кислота двухосновная, в ней два атома водорода). Валентность атома натрия I, валентность атома водорода I, поэтому и формула гидрокарбоната выглядят так: NaHCO3.

Кислые соли. Номенклатура

Чтобы назвать кислую соль правильно,

нужно к кислотному остатку добавить часть «гидро» (если в соли два атома водорода, то нужно добавить «дигидро»).

NaHSO3 – гидросульфит натрия (сульфит – соль сернистой кислоты H2SO3, но у нас соль кислая, поэтому добавляем «гидро»),

Na2HPO4 – гидрофосфат натрия (фосфат – соль фосфорной кислоты H3PO4, но у нас соль кислая, поэтому добавляем «гидро»),

NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия (фосфат – соль фосфорной кислоты H3PO4, но у нас соль кислая, причём в ней два атома водорода, поэтому добавляем «дигидро»).

Запомните, что одноосновные кислоты не образуют кислых солей . Это довольно очевидно, ведь в одноосновных кислотах всего один атом водорода, и если он не заместится, то кислота так и останется кислотой, не превратившись в соль. Например, в соляной кислоте (одноосновной) HCl атом водорода в любом случае должен заместиться на атом металла, иначе соли не получится.

Основные соли

Основные соли получаются, когда не все гидроксильные группы в основании заместились кислотным остатком. Примеры основных солей: Zn(OH)Cl, Al(OH)SO4, Fe(OH)(NO3)2.

Здесь ситуация обратна той, что имеется при образовании кислых солей. Но если в кислых солях частично замещаются атомы водорода, то в основных — частично замещаются гидроксогруппы. Давайте рассмотрим это на примере гидроксохлорида цинка Zn(OH)Cl.

В гидроксиде цинка Zn(OH)2 заместились две группы ОН на два кислотных остатка соляной кислоты Cl с получением хлорида цинка ZnCl2 (средней соли).

Но бывает, что в гидроксиде цинка Zn(OH)2 заместилась одна группа ОН на один кислотный остаток соляной кислоты Cl с получением гидроксохлорида цинка Zn(ОН)Cl (средней соли).

Составление формул основных солей тоже требует внимательности. Здесь нужно учитывать число гидроксильных групп ОН и валентность кислотного остатка. Например, в Zn(OH)Cl валентность цинка II, валентность гидроксогруппы I, валентность кислотного остатка Cl – I.

Основные соли. Номенклатура

Чтобы правильно назвать основную соль,

нужно к кислотному остатку прибавить «гидроксо» (если в соли две гидроксильные группы, то добавляют «дигидроксо»).

Al(OH)SO4 – гидроксосульфат алюминия (сульфат – соль серной кислоты H2SO4, но у нас соль основная, поэтому добавляем «гидроксо»),

Fe(OH)2(NO3) – дигидроксонитрат железа (III) (нитрат – соль азотной кислоты HNO3, но у нас соль основная, причём в ней две гидроксильные группы ОН, поэтому добавляем «дигидроксо»),

Mg(ОН)Cl – гидроксохлорид магния (хлорид – соль соляной кислоты HCl, но у нас основная соль, поэтому добавляем «гидроксо»).

Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.

Читайте также:  Как называется аниме где парень убивал богов

Источник

Фосфор. Химия фосфора и его соединений

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.

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=250-300 о С 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.

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

Галогенангидриды: PОCl3, PCl5

+3 Оксид фосфора (III) P2O3

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:

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

4HPO3 + 10C → P4 + 2H2O + 10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

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

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

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

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

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

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:

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:

Серная кислота также окисляет фосфор:

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

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) :

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

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Или с гидроксидом кальция:

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 93,5 о .

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:

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

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

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

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:

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

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

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.

Серная кислота также окисляет фосфин:

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:

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:

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

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 :

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:

2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет свойства восстановителя.

Например , N2O окисляется кислородом:

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

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

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.

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:

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

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

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:

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

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:

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:

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:

Химические свойства

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

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

HPO4 2– ⇄ H + + PO4 3–

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

Например , фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

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

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:

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

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:

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

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

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):

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

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:

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

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

Например , H3PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:

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

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.

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

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

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

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:

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

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:

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

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:

Источник