Страница 103 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

Лабораторный опыт 38

В пробирку налейте 2 мл раствора фосфата натрия и добавьте с помощью пипетки несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции.

Что наблюдаете?

При смешивании бесцветного раствора фосфата натрия ($Na_3PO_4$) с бесцветным раствором нитрата серебра ($AgNO_3$) происходит реакция ионного обмена, в результате которой образуется нерастворимое в воде вещество — фосфат серебра ($Ag_3PO_4$). Визуально наблюдается выпадение объемистого осадка ярко-желтого цвета.

Ответ: Наблюдается образование осадка желтого цвета.

Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции.

Данная реакция является качественной реакцией на фосфат-ион. Уравнения, описывающие этот процесс:

Молекулярное уравнение реакции:

$Na_3PO_4 + 3AgNO_3 \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow + 3NaNO_3$

Полное ионное уравнение:

В растворе сильные электролиты (растворимые соли) диссоциируют на ионы. Нерастворимый фосфат серебра записывается в молекулярном виде.

$3Na^+ + PO_4^{3-} + 3Ag^+ + 3NO_3^- \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow + 3Na^+ + 3NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение:

Получается путем исключения из полного ионного уравнения ионов-наблюдателей ($Na^+$ и $NO_3^-$), которые не участвуют в реакции. Оно показывает суть химического процесса.

$3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow$

Ответ:

Молекулярное уравнение: $Na_3PO_4 + 3AgNO_3 \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow + 3NaNO_3$

Полное ионное уравнение: $3Na^+ + PO_4^{3-} + 3Ag^+ + 3NO_3^- \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow + 3Na^+ + 3NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение: $3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4 \downarrow$

1. Дайте характеристику фосфора на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Положение в Периодической системе

Фосфор (химический символ P) — это химический элемент с порядковым номером 15. Он расположен в 3-м малом периоде, V группе, главной подгруппе (VA) Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Относительная атомная масса фосфора составляет $A_r(P) \approx 30,97$.

Строение атома

Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра ($+15$) и 15 электронов, вращающихся вокруг него. Заряд ядра указывает на наличие 15 протонов. Электроны распределены по трём энергетическим уровням. Распределение электронов по слоям: 2, 8, 5. Электронная формула атома фосфора: $1s^22s^22p^63s^23p^3$. На внешнем (валентном) энергетическом уровне находится 5 электронов ($3s^23p^3$), что определяет его химические свойства.

Химические свойства

Поскольку на внешнем уровне находится 5 электронов, фосфор является типичным неметаллом. В химических реакциях он может как принимать электроны, так и отдавать их.

Степени окисления:
- Высшая степень окисления фосфора равна номеру группы: $+5$. Она проявляется в соединениях с более электроотрицательными элементами, например, в оксиде фосфора(V) ($P_2O_5$) и ортофосфорной кислоте ($H_3PO_4$).
- Низшая степень окисления равна (номер группы - 8), то есть $5 - 8 = -3$. Она проявляется в соединениях с менее электроотрицательными элементами, например, в фосфине ($PH_3$) и фосфидах металлов (например, $Ca_3P_2$).
- Фосфор также проявляет промежуточные степени окисления, наиболее характерные из которых 0 (в простом веществе, например, $P_4$) и $+3$ (в оксиде $P_2O_3$ и фосфористой кислоте $H_3PO_3$).

Характер соединений:
- Высший оксид $P_2O_5$ является кислотным оксидом. При взаимодействии с водой он образует соответствующую кислоту — ортофосфорную $H_3PO_4$, которая является кислотой средней силы.
- Летучее водородное соединение — фосфин ($PH_3$). Это ядовитый газ, который, в отличие от аммиака ($NH_3$), проявляет очень слабые основные свойства.

Сравнение с соседними элементами:
- В периоде: Фосфор находится между кремнием (Si) и серой (S). При движении слева направо по периоду неметаллические свойства усиливаются. Следовательно, фосфор является более сильным неметаллом, чем кремний, но более слабым, чем сера. Кислотные свойства их высших оксидов также усиливаются в ряду $SiO_2 < P_2O_5 < SO_3$.
- В группе: Фосфор находится под азотом (N) и над мышьяком (As). При движении сверху вниз по главной подгруппе неметаллические свойства ослабевают. Таким образом, фосфор — менее активный неметалл, чем азот, но более активный, чем мышьяк. Электроотрицательность фосфора ниже, чем у азота, но выше, чем у мышьяка. Кислотные свойства высших оксидов в группе ослабевают.

Ответ: Фосфор (P) — это неметалл, расположенный в 3-м периоде, V группе, главной подгруппе Периодической системы, с атомным номером 15. Его атом имеет 3 электронных слоя, на внешнем из которых находится 5 валентных электронов (конфигурация $3s^23p^3$). Характерные степени окисления: от -3 до +5. Высший оксид ($P_2O_5$) и соответствующий ему гидроксид ($H_3PO_4$) проявляют кислотные свойства. Летучее водородное соединение — фосфин ($PH_3$). По неметаллическим свойствам фосфор уступает азоту и сере, но превосходит кремний и мышьяк.

2. Сравните аллотропные модификации фосфора, т. е. найдите черты сходства и различия между ними.

Аллотропия — это способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам. Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, наиболее известные из которых — белый, красный и черный фосфор. Сравнение их черт сходства и различий представлено ниже.

Черты сходства

• Все аллотропные модификации состоят из атомов одного и того же химического элемента — фосфора ($P$).
• При сгорании в избытке кислорода все они образуют один и тот же оксид — оксид фосфора(V): $4P + 5O_2 \rightarrow P_4O_{10}$.
• Проявляют одинаковые степени окисления в соединениях (наиболее характерные: -3, 0, +3, +5).
• При определенных условиях (температура, давление) аллотропные модификации могут превращаться друг в друга. Например, при нагревании без доступа воздуха белый фосфор переходит в красный, а при очень высоком давлении — в черный.
• В нормальных условиях все являются твердыми веществами.

Черты различия

Различия между аллотропными модификациями фосфора обусловлены разным строением их кристаллических решеток, что приводит к отличиям в физических и химических свойствах.

1. Строение и цвет:

• Белый фосфор: Имеет молекулярную кристаллическую решетку. В узлах решетки находятся отдельные молекулы $P_4$, имеющие форму тетраэдра. Это мягкое, воскообразное вещество белого цвета (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок).
• Красный фосфор: Имеет полимерное строение. Его структура представляет собой длинные цепи, образованные из связанных между собой тетраэдров $P_4$ после разрыва одной из связей. Это порошок от темно-красного до фиолетового цвета.
• Черный фосфор: Самая устойчивая модификация. Имеет слоистую атомную кристаллическую решетку, похожую на графит. Это черное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь.

2. Физические свойства:

• Растворимость: Белый фосфор хорошо растворяется в сероуглероде ($CS_2$) и бензоле. Красный и черный фосфор практически нерастворимы ни в воде, ни в органических растворителях.
• Температура плавления: Белый фосфор плавится при низкой температуре $44.1^{\circ}C$. Красный фосфор при нагревании возгоняется (переходит из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое) при температуре выше $400^{\circ}C$. Черный фосфор плавится только под высоким давлением при температуре около $610^{\circ}C$.
• Плотность: Белый фосфор — наименее плотный ($1,82 \text{ г/см}^3$). Плотность красного фосфора выше ($2,34 \text{ г/см}^3$). Черный фосфор — самый плотный ($2,69 \text{ г/см}^3$).
• Электропроводность: Белый и красный фосфор — диэлектрики (не проводят электрический ток). Черный фосфор является полупроводником.

3. Химическая активность и токсичность:

• Белый фосфор: Очень химически активен. Самовоспламеняется на воздухе при температуре около $40^{\circ}C$. Светится в темноте за счет медленного окисления (хемолюминесценция). Чрезвычайно ядовит (летальная доза для человека — около 0,1 г).
• Красный фосфор: Значительно менее активен, чем белый. Воспламеняется только при сильном нагревании (выше $240^{\circ}C$). Не светится в темноте и не ядовит.
• Черный фосфор: Наименее активная модификация. По химической инертности похож на графит. Для вступления в реакции требует жестких условий (высокой температуры). Не ядовит.

Ответ: Сходства аллотропных модификаций фосфора заключаются в том, что все они состоят из атомов фосфора, являются твердыми веществами при нормальных условиях, способны к взаимопревращениям и при полном сгорании образуют один и тот же продукт — оксид фосфора(V). Различия обусловлены разным типом кристаллической решетки (молекулярная у белого, полимерная у красного, атомная у черного) и проявляются в цвете, плотности, растворимости, температурах фазовых переходов, электропроводности, химической активности и токсичности. Белый фосфор ($P_4$) — мягкое, легкоплавкое, летучее, растворимое в $CS_2$, очень активное и ядовитое вещество. Красный фосфор — полимер, более плотный, тугоплавкий, нерастворимый, значительно менее активный и неядовитый. Черный фосфор — слоистый, самый плотный, тугоплавкий, полупроводник, химически инертный и неядовитый.

3. Охарактеризуйте получение, свойства и применение красного фосфора. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.

Получение

Красный фосфор является одной из аллотропных модификаций фосфора. В промышленности его получают путем длительного нагревания белого фосфора без доступа воздуха (в инертной атмосфере, например, азота или углекислого газа) при температуре $250–300^\circ\text{C}$ в герметичных чугунных аппаратах. Этот процесс представляет собой полимеризацию молекул белого фосфора ($P_4$).

Уравнение реакции перехода белого фосфора в красный:

$P_4 \text{ (белый)} \xrightarrow{250-300^\circ C, \text{без O}_2} (P)_n \text{ (красный)}$

Полученный продукт обычно содержит примесь непрореагировавшего белого фосфора, от которого его очищают обработкой паром или промывкой сероуглеродом ($CS_2$), в котором растворяется белый фосфор, но не растворяется красный.

Ответ: Красный фосфор получают нагреванием белого фосфора при $250–300^\circ\text{C}$ в инертной атмосфере: $P_4 \text{ (белый)} \rightarrow (P)_n \text{ (красный)}$.

Свойства

Физические свойства: Красный фосфор – это порошок от темно-красного до фиолетового цвета. Он нерастворим в воде и органических растворителях (например, в сероуглероде), не ядовит, не имеет запаха и не светится в темноте, в отличие от белого фосфора. При нагревании до $416–420^\circ\text{C}$ под давлением он сублимирует (возгоняется), а при охлаждении паров образуется преимущественно белый фосфор.

Химические свойства: Красный фосфор химически менее активен, чем белый. Он воспламеняется на воздухе только при температуре выше $260^\circ\text{C}$.

• Взаимодействие с кислородом (горение): при поджигании горит с образованием оксида фосфора(V).

  $4P + 5O_2 \xrightarrow{t} 2P_2O_5$

• Взаимодействие с галогенами: при нагревании реагирует с галогенами, образуя галогениды фосфора. В зависимости от соотношения реагентов могут образовываться трех- или пятивалентные соединения.

  $2P + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2PCl_3$

  $2P + 5Cl_2 \xrightarrow{t} 2PCl_5$

• Взаимодействие с сильными окислителями: реагирует со взрывом при трении или ударе с сильными окислителями, такими как бертолетова соль ($KClO_3$) или калиевая селитра ($KNO_3$).

  $6P + 5KClO_3 \rightarrow 3P_2O_5 + 5KCl$

• Взаимодействие с металлами: при нагревании реагирует с активными металлами, образуя фосфиды.

  $2P + 3Ca \xrightarrow{t} Ca_3P_2$

• Взаимодействие с неметаллами: при нагревании реагирует с серой, образуя сульфиды фосфора.

  $2P + 3S \xrightarrow{t} P_2S_3$

В отличие от белого фосфора, красный фосфор не реагирует с растворами щелочей.

Ответ: Красный фосфор — это неядовитый, нерастворимый в воде и $CS_2$ порошок, менее активный, чем белый фосфор. Он реагирует при нагревании с кислородом ($4P + 5O_2 \rightarrow 2P_2O_5$), галогенами ($2P + 3Cl_2 \rightarrow 2PCl_3$), активными металлами ($2P + 3Ca \rightarrow Ca_3P_2$) и сильными окислителями ($6P + 5KClO_3 \rightarrow 3P_2O_5 + 5KCl$).

Применение

Благодаря своим свойствам, в частности горючести при трении в смеси с окислителями и относительной безопасности, красный фосфор находит широкое применение.

• Производство спичек. Красный фосфор является основным компонентом намазки на коробке безопасных спичек. В состав намазки также входят наполнители (оксид железа(III), диоксид марганца(IV)) и клей. При трении головки спички (содержащей бертолетову соль $KClO_3$ и серу) о намазку происходит воспламенение.

  Упрощенная схема реакции при трении:

  $6P + 5KClO_3 \xrightarrow{\text{трение}} 3P_2O_5 + 5KCl$

• Пиротехника. Используется в составе зажигательных и дымовых смесей, так как при горении образует густой белый дым оксида фосфора(V).

• Химическая промышленность. Служит сырьем для получения фосфорной кислоты, ее солей (фосфатов), а также других соединений фосфора, например, хлоридов фосфора, которые используются в органическом синтезе.

  $P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4$

• Производство антипиренов. Красный фосфор добавляют в полимерные материалы (пластмассы, каучуки) для придания им огнестойкости.

• Металлургия. Применяется в качестве раскислителя при производстве некоторых металлов и сплавов (например, фосфористой бронзы).

Ответ: Красный фосфор применяется в производстве спичек (в составе намазки на коробке, $6P + 5KClO_3 \rightarrow 3P_2O_5 + 5KCl$), в пиротехнике, как сырье для получения фосфорной кислоты и других соединений фосфора, а также в качестве антипирена и в металлургии.

4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

$P \rightarrow Ca_3P_2 \rightarrow PH_3 \rightarrow P_2O_5 \rightarrow H_3PO_4 \rightarrow K_3PO_4 \rightarrow Ag_3PO_4$

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители.

P → Ca₃P₂

Для получения фосфида кальция из фосфора необходимо провести реакцию прямого соединения фосфора с кальцием при нагревании. Эта реакция является окислительно-восстановительной.

Молекулярное уравнение реакции:

$2P + 3Ca \xrightarrow{t} Ca_3P_2$

Для расстановки коэффициентов используем метод электронного баланса. Определим степени окисления элементов, которые их изменяют:

$P^0$ (в простом веществе) переходит в $P^{-3}$ (в фосфиде).

$Ca^0$ (в простом веществе) переходит в $Ca^{+2}$ (в фосфиде).

Составим электронный баланс:

$ \begin{aligned} P^0 + 3e^- & \rightarrow P^{-3} & | & \ 2 \quad \text{(окислитель, процесс восстановления)} \\ Ca^0 - 2e^- & \rightarrow Ca^{+2} & | & \ 3 \quad \text{(восстановитель, процесс окисления)} \end{aligned} $

Фосфор ($P$) является окислителем, так как принимает электроны. Кальций ($Ca$) является восстановителем, так как отдает электроны.

Ответ: $2P + 3Ca \xrightarrow{t} Ca_3P_2$; окислитель - $P$, восстановитель - $Ca$.

Ca₃P₂ → PH₃

Фосфид кальция, как и другие фосфиды активных металлов, разлагается водой или кислотами с образованием фосфина ($PH_3$). Для написания ионного уравнения лучше использовать реакцию с сильной кислотой, например, соляной ($HCl$).

Молекулярное уравнение реакции:

$Ca_3P_2 + 6HCl \rightarrow 3CaCl_2 + 2PH_3\uparrow$

Эта реакция протекает в растворе и является реакцией ионного обмена. Фосфин выделяется в виде газа. Составим ионные уравнения.

Полное ионное уравнение (учитывая, что $Ca_3P_2$ - твердое вещество, $HCl$ - сильная кислота, $CaCl_2$ - растворимая соль):

$Ca_3P_2(тв) + 6H^+ + 6Cl^- \rightarrow 3Ca^{2+} + 6Cl^- + 2PH_3\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение (после исключения ионов-наблюдателей $Cl^-$):

$Ca_3P_2(тв) + 6H^+ \rightarrow 3Ca^{2+} + 2PH_3\uparrow$

Ответ: Молекулярное уравнение: $Ca_3P_2 + 6HCl \rightarrow 3CaCl_2 + 2PH_3\uparrow$. Сокращенное ионное уравнение: $Ca_3P_2(тв) + 6H^+ \rightarrow 3Ca^{2+} + 2PH_3\uparrow$.

PH₃ → P₂O₅

Оксид фосфора(V) можно получить при сжигании фосфина в избытке кислорода. Это окислительно-восстановительная реакция.

Молекулярное уравнение реакции:

$2PH_3 + 4O_2 \xrightarrow{t} P_2O_5 + 3H_2O$

Определим степени окисления изменяющихся элементов: $P^{-3}$ (в фосфине) переходит в $P^{+5}$ (в оксиде), а $O_2^0$ (в кислороде) переходит в $O^{-2}$ (в оксиде и воде).

Составим электронный баланс:

$ \begin{aligned} P^{-3} - 8e^- & \rightarrow P^{+5} & | & \ 1 \times 2 = 2 \quad \text{(восстановитель, процесс окисления)} \\ O_2^0 + 4e^- & \rightarrow 2O^{-2} & | & \ 2 \times 2 = 4 \quad \text{(окислитель, процесс восстановления)} \end{aligned} $

Из баланса следует, что на 2 атома фосфора требуется 4 молекулы кислорода. Это соответствует коэффициентам в уравнении. Фосфин ($PH_3$) является восстановителем (за счет $P^{-3}$), а кислород ($O_2$) - окислителем.

Ответ: $2PH_3 + 4O_2 \xrightarrow{t} P_2O_5 + 3H_2O$; окислитель - $O_2$, восстановитель - $PH_3$.

P₂O₅ → H₃PO₄

Оксид фосфора(V) является кислотным оксидом и при взаимодействии с водой образует ортофосфорную кислоту. Это реакция соединения.

Молекулярное уравнение реакции:

$P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4$

Реакция не является окислительно-восстановительной. Ортофосфорная кислота является слабым электролитом, поэтому в ионных уравнениях ее принято записывать в молекулярной форме. Следовательно, для данной реакции ионное уравнение не составляется.

Ответ: $P_2O_5 + 3H_2O \rightarrow 2H_3PO_4$.

H₃PO₄ → K₃PO₄

Для получения средней соли, ортофосфата калия ($K_3PO_4$), необходимо провести реакцию нейтрализации ортофосфорной кислоты избытком сильного основания, например, гидроксида калия ($KOH$).

Молекулярное уравнение реакции:

$H_3PO_4 + 3KOH \rightarrow K_3PO_4 + 3H_2O$

Реакция протекает в растворе. Запишем ионные уравнения, учитывая, что $H_3PO_4$ - слабая кислота, $KOH$ - сильное основание, $K_3PO_4$ - растворимая соль.

Полное ионное уравнение:

$H_3PO_4 + 3K^+ + 3OH^- \rightarrow 3K^+ + PO_4^{3-} + 3H_2O$

Сокращенное ионное уравнение (после исключения ионов-наблюдателей $K^+$):

$H_3PO_4 + 3OH^- \rightarrow PO_4^{3-} + 3H_2O$

Ответ: Молекулярное уравнение: $H_3PO_4 + 3KOH \rightarrow K_3PO_4 + 3H_2O$. Сокращенное ионное уравнение: $H_3PO_4 + 3OH^- \rightarrow PO_4^{3-} + 3H_2O$.

K₃PO₄ → Ag₃PO₄

Ортофосфат серебра ($Ag_3PO_4$) является нерастворимым в воде веществом желтого цвета. Его можно получить реакцией ионного обмена, добавив к раствору ортофосфата калия раствор растворимой соли серебра, например, нитрата серебра ($AgNO_3$).

Молекулярное уравнение реакции:

$K_3PO_4 + 3AgNO_3 \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow + 3KNO_3$

Реакция протекает в растворе с образованием осадка. Запишем ионные уравнения, учитывая, что все исходные соли и нитрат калия растворимы.

Полное ионное уравнение:

$3K^+ + PO_4^{3-} + 3Ag^+ + 3NO_3^- \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow + 3K^+ + 3NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение (после исключения ионов-наблюдателей $K^+$ и $NO_3^-$):

$3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow$

Ответ: Молекулярное уравнение: $K_3PO_4 + 3AgNO_3 \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow + 3KNO_3$. Сокращенное ионное уравнение: $3Ag^+ + PO_4^{3-} \rightarrow Ag_3PO_4\downarrow$.

5. Найдите массу 2%-ного раствора фосфорной кислоты, необходимой для нейтрализации 30 г 8%-ного раствора гидроксида натрия. Рассчитайте массу полученного фосфата.

Дано:

Масса раствора гидроксида натрия $m_{р-ра}(NaOH) = 30 \text{ г}$

Массовая доля гидроксида натрия $\omega(NaOH) = 8\% = 0.08$

Массовая доля фосфорной кислоты $\omega(H_3PO_4) = 2\% = 0.02$

Найти:

Массу раствора фосфорной кислоты $m_{р-ра}(H_3PO_4)$ - ?

Массу полученного фосфата $m(Na_3PO_4)$ - ?

Решение:

1. Запишем уравнение реакции нейтрализации фосфорной кислоты гидроксидом натрия с образованием средней соли - фосфата натрия:

$H_3PO_4 + 3NaOH \rightarrow Na_3PO_4 + 3H_2O$

2. Рассчитаем массу чистого гидроксида натрия в исходном растворе:

$m(NaOH) = m_{р-ра}(NaOH) \cdot \omega(NaOH)$

$m(NaOH) = 30 \text{ г} \cdot 0.08 = 2.4 \text{ г}$

3. Найдем количество вещества (моль) гидроксида натрия. Молярная масса $NaOH$ составляет:

$M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 \text{ г/моль}$

$\nu(NaOH) = \frac{m(NaOH)}{M(NaOH)} = \frac{2.4 \text{ г}}{40 \text{ г/моль}} = 0.06 \text{ моль}$

4. По уравнению реакции определим количество вещества фосфорной кислоты, необходимое для полной нейтрализации:

Из уравнения следует, что $\frac{\nu(H_3PO_4)}{\nu(NaOH)} = \frac{1}{3}$.

$\nu(H_3PO_4) = \frac{1}{3} \cdot \nu(NaOH) = \frac{1}{3} \cdot 0.06 \text{ моль} = 0.02 \text{ моль}$

5. Рассчитаем массу чистой фосфорной кислоты. Молярная масса $H_3PO_4$ составляет:

$M(H_3PO_4) = 3 \cdot 1 + 31 + 4 \cdot 16 = 98 \text{ г/моль}$

$m(H_3PO_4) = \nu(H_3PO_4) \cdot M(H_3PO_4) = 0.02 \text{ моль} \cdot 98 \text{ г/моль} = 1.96 \text{ г}$

6. Теперь найдем массу 2%-ного раствора фосфорной кислоты, содержащего 1.96 г чистого вещества:

$m_{р-ра}(H_3PO_4) = \frac{m(H_3PO_4)}{\omega(H_3PO_4)} = \frac{1.96 \text{ г}}{0.02} = 98 \text{ г}$

7. Рассчитаем массу образовавшегося фосфата натрия ($Na_3PO_4$). По уравнению реакции:

$\frac{\nu(Na_3PO_4)}{\nu(NaOH)} = \frac{1}{3}$

$\nu(Na_3PO_4) = \frac{1}{3} \cdot \nu(NaOH) = \frac{1}{3} \cdot 0.06 \text{ моль} = 0.02 \text{ моль}$

8. Найдем массу фосфата натрия. Молярная масса $Na_3PO_4$ составляет:

$M(Na_3PO_4) = 3 \cdot 23 + 31 + 4 \cdot 16 = 69 + 31 + 64 = 164 \text{ г/моль}$

$m(Na_3PO_4) = \nu(Na_3PO_4) \cdot M(Na_3PO_4) = 0.02 \text{ моль} \cdot 164 \text{ г/моль} = 3.28 \text{ г}$

Ответ: масса 2%-ного раствора фосфорной кислоты, необходимой для нейтрализации, составляет 98 г; масса полученного фосфата натрия равна 3.28 г.

6. Один из способов получения фосфорной кислоты — окисление фосфора концентрированной азотной кислотой. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение данной реакции, протекающей по схеме: $P + HNO_3 + H_2O \rightarrow H_3PO_4 + NO \uparrow$. Какая масса фосфорной кислоты образуется при окислении 17,2 г технического красного фосфора, содержащего 10 % примесей?

Составление уравнения реакции методом электронного баланса

Сначала определим степени окисления элементов, которые их изменяют в ходе реакции:

$ \stackrel{0}{P} + H\stackrel{+5}{N}O_3 + H_2O \rightarrow H_3\stackrel{+5}{P}O_4 + \stackrel{+2}{N}O $

Фосфор (P) повышает свою степень окисления с 0 до +5, являясь восстановителем. Азот (N) понижает свою степень окисления с +5 до +2, являясь окислителем.

Составим полуреакции окисления и восстановления:

$ \stackrel{0}{P} - 5e^- \rightarrow \stackrel{+5}{P} $ (окисление)
$ \stackrel{+5}{N} + 3e^- \rightarrow \stackrel{+2}{N} $ (восстановление)

Для составления электронного баланса найдем наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов (5 и 3), которое равно 15. Определим коэффициенты, умножив первую полуреакцию на 3, а вторую на 5:

$ \stackrel{0}{P} - 5e^- \rightarrow \stackrel{+5}{P} \quad | \cdot 3 $ (восстановитель)
$ \stackrel{+5}{N} + 3e^- \rightarrow \stackrel{+2}{N} \quad | \cdot 5 $ (окислитель)

Подставим полученные коэффициенты в схему реакции:

$ 3P + 5HNO_3 + H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO $

Теперь уравняем количество атомов водорода и кислорода. В правой части уравнения 9 атомов водорода (в 3 молекулах $H_3PO_4$). В левой части 5 атомов водорода (в 5 молекулах $HNO_3$), значит, для равновесия необходимо еще 4 атома водорода, что соответствует 2 молекулам воды ($2H_2O$).

$ 3P + 5HNO_3 + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO $

Проверим баланс по кислороду:

Слева: $5 \cdot 3 + 2 \cdot 1 = 15 + 2 = 17$ атомов.

Справа: $3 \cdot 4 + 5 \cdot 1 = 12 + 5 = 17$ атомов.

Баланс достигнут. Итоговое уравнение реакции:

Ответ: $3P + 5HNO_3 + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO\uparrow$

2. Расчет массы фосфорной кислоты

Дано:
$m_{техн.}(P) = 17,2 \text{ г}$
$\omega_{примесей} = 10\% = 0,1$

Найти:
$m(H_3PO_4) - ?$

Решение:

1. Найдем массу чистого фосфора в техническом образце. Массовая доля чистого фосфора составляет:

$\omega_{чист.}(P) = 100\% - \omega_{примесей} = 100\% - 10\% = 90\% = 0,9$

Масса чистого фосфора:

$m(P) = m_{техн.}(P) \cdot \omega_{чист.}(P) = 17,2 \text{ г} \cdot 0,9 = 15,48 \text{ г}$

2. Рассчитаем молярные массы фосфора (P) и фосфорной кислоты ($H_3PO_4$):

$M(P) = 31 \text{ г/моль}$

$M(H_3PO_4) = 3 \cdot 1 + 31 + 4 \cdot 16 = 98 \text{ г/моль}$

3. Найдем количество вещества (число молей) фосфора, вступившего в реакцию:

$\nu(P) = \frac{m(P)}{M(P)} = \frac{15,48 \text{ г}}{31 \text{ г/моль}} \approx 0,4994 \text{ моль}$

4. Используя уравнение реакции $3P + 5HNO_3 + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO$, определим количество вещества фосфорной кислоты. Согласно уравнению, соотношение молей фосфора и фосфорной кислоты составляет 3:3 или 1:1.

$\frac{\nu(P)}{3} = \frac{\nu(H_3PO_4)}{3} \implies \nu(H_3PO_4) = \nu(P) \approx 0,4994 \text{ моль}$

5. Рассчитаем массу образовавшейся фосфорной кислоты:

$m(H_3PO_4) = \nu(H_3PO_4) \cdot M(H_3PO_4) = 0,4994 \text{ моль} \cdot 98 \text{ г/моль} \approx 48,94 \text{ г}$

С учетом исходной точности данных (17,2 г - три значащие цифры), округлим ответ до трех значащих цифр.

Ответ: масса образовавшейся фосфорной кислоты равна 48,9 г.

7. Сравните продукты реакции горения фосфина с продуктами горения и каталитического окисления аммиака. Как вы думаете, с чем связано различие?

Сравнение продуктов реакции горения фосфина с продуктами горения и каталитического окисления аммиака

Для проведения сравнения необходимо рассмотреть уравнения трех химических процессов и их продукты.

1. Горение фосфина ($PH_3$). Фосфин (гидрид фосфора) является аналогом аммиака. При его сгорании в кислороде образуется высший оксид фосфора(V) и вода. Степень окисления фосфора повышается с -3 до +5.

$$2PH_3 + 4O_2 \rightarrow P_2O_5 + 3H_2O$$

Продукты: оксид фосфора(V) ($P_2O_5$) и вода ($H_2O$).

2. Горение аммиака ($NH_3$) без катализатора. При горении аммиака без катализатора ("мягкое" окисление) азот окисляется до простого вещества — молекулярного азота, в котором его степень окисления равна 0.

$$4NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2N_2 + 6H_2O$$

Продукты: азот ($N_2$) и вода ($H_2O$).

3. Каталитическое окисление аммиака ($NH_3$). В присутствии катализатора (например, платины) и при высокой температуре ("жесткое" окисление) реакция идет с образованием оксида азота(II), где степень окисления азота равна +2.

$$4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt, t^\circ} 4NO + 6H_2O$$

Продукты: оксид азота(II) ($NO$) и вода ($H_2O$).

Таким образом, можно заключить, что общим продуктом для всех трех реакций является вода. Основное отличие заключается в продуктах окисления неметалла (P или N): фосфин окисляется до высшего оксида ($P_2O_5$), тогда как аммиак, в зависимости от условий, окисляется либо до простого вещества ($N_2$), либо до оксида ($NO$).

С чем связано различие?

Различия в продуктах реакций обусловлены термодинамическими и кинетическими факторами.

1. Различие между горением фосфина и некаталитическим горением аммиака.

Это различие объясняется высокой термодинамической стабильностью продуктов. Молекула азота ($N_2$) обладает чрезвычайно прочной тройной связью ($N \equiv N$) с энергией диссоциации около 945 кДж/моль. Образование такой устойчивой молекулы является энергетически очень выгодным процессом. У фосфора нет аналогичной стабильной простой молекулы с кратными связями (он образует полимерные или молекулярные структуры с одинарными связями), поэтому его окисление идет до конца — до термодинамически устойчивого высшего оксида $P_2O_5$.

2. Различие между каталитическим и некаталитическим горением аммиака.

Здесь ключевую роль играет кинетический фактор. Катализатор (например, платина) изменяет механизм реакции, предоставляя альтернативный путь с более низкой энергией активации для образования оксида азота(II) ($NO$). В результате, хотя образование $N_2$ по-прежнему термодинамически более выгодно, реакция образования $NO$ в присутствии катализатора протекает значительно быстрее и становится основной. Без катализатора реакция идет по более медленному, термодинамически контролируемому пути с образованием $N_2$.

Ответ: Продуктами горения фосфина являются оксид фосфора(V) ($P_2O_5$) и вода. Продуктами горения аммиака без катализатора являются азот ($N_2$) и вода, а в присутствии катализатора — оксид азота(II) ($NO$) и вода. Различие между продуктами горения фосфина и аммиака объясняется чрезвычайной термодинамической стабильностью молекулы $N_2$ с прочной тройной связью, что делает ее образование предпочтительным. Различие между каталитическим и некаталитическим окислением аммиака связано с действием катализатора, который изменяет механизм реакции, делая кинетически более выгодным путь образования $NO$.

8. Один из городов России расположен в следующей точке земного шара: $67^\circ34'03''$ с. ш., $33^\circ23'36''$ в. д. Как называется этот город? Какое отношение к изучаемой теме он имеет? Составьте краткую информационную справку об этом городе.

Как называется этот город?

Город, расположенный по координатам 67°34′03″ с. ш., 33°23′36″ в. д., называется Кандалакша. Он находится в Мурманской области Российской Федерации.

Ответ: Кандалакша.

Какое отношение к изучаемой теме он имеет?

Так как точная тема урока неизвестна, можно предположить несколько наиболее вероятных вариантов связи города Кандалакша с изучаемым материалом, исходя из его географического положения:

• Географические координаты: Задание является практическим упражнением на определение объекта по его широте и долготе, что является базовым навыком в географии.
• География Арктической зоны России: Кандалакша — город, расположенный за Северным полярным кругом. Его пример позволяет изучить особенности природы (полярный день и полярная ночь, субарктический климат, граница тайги и тундры), хозяйства (цветная металлургия, транспортный узел) и условия жизни людей в суровом климате российского Севера.
• Особо охраняемые природные территории (ООПТ): В Кандалакшском заливе, рядом с городом, находится Кандалакшский государственный природный заповедник — один из старейших в России, созданный для охраны водоплавающих птиц. Это делает город важной точкой при изучении тем экологии и сохранения биоразнообразия.

Скорее всего, город рассматривается в контексте комплексного изучения Арктической зоны России, так как его координаты и географические особенности делают его показательным примером для данной темы.

Ответ: Город Кандалакша имеет прямое отношение к изучаемой теме, так как является примером российского города, расположенного за Полярным кругом. Он иллюстрирует особенности природы, хозяйства и жизни людей в Арктической зоне, а также может служить практическим заданием на определение объекта по географическим координатам.

Составьте краткую информационную справку об этом городе.

Кандалакша — город на юго-западе Мурманской области России, административный центр Кандалакшского района.

• Географическое положение: Расположен на побережье Кандалакшского залива Белого моря, в устье реки Нивы. Географические координаты относят город к Арктической зоне (находится севернее Полярного круга).
• История: Является одним из древнейших поселений на Кольском полуострове, первые упоминания о котором датируются XI веком. Статус города и бурное промышленное развитие получил в XX веке благодаря строительству железной дороги и промышленных предприятий.
• Население: Согласно данным последней переписи, составляет около 28,5 тысяч человек.
• Экономика: Является важным промышленным и транспортным узлом. Градообразующее предприятие — Кандалакшский алюминиевый завод. Также в городе функционируют морской торговый порт и крупная железнодорожная станция на магистрали Санкт-Петербург — Мурманск.
• Природа и климат: Климат субарктический, морской, с продолжительной зимой и коротким прохладным летом. Благодаря расположению за Полярным кругом, здесь наблюдаются полярный день (с начала июня до середины июля) и полярная ночь (с середины декабря). В окрестностях города расположен знаменитый Кандалакшский заповедник.

Ответ: Кандалакша — город в Мурманской области за Полярным кругом, расположенный на берегу Белого моря. Это важный промышленный (алюминиевый завод) и транспортный (порт, ж/д станция) центр с населением около 28,5 тыс. человек. Город известен суровым субарктическим климатом, близостью к Кандалакшскому заповеднику и такими природными явлениями, как полярный день и полярная ночь.