Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2
Phosphordampf besteht bei dieser Temperatur fast ausschließlich aus P2-Molekülen, die beim Abkühlen zu P4-Molekülen kondensieren.
Wenn Dampf kondensiert, entsteht er weißer (gelber) Phosphor, das aus P 4 -Molekülen mit der Form eines Tetraeders besteht. Es ist eine hochreaktive, weiche, wachsartige, hellgelbe Substanz, die in Schwefelkohlenstoff und Benzol löslich ist. An der Luft entzündet sich Phosphor bei 34 °C. Aufgrund der langsamen Oxidation auf niedrigere Niveaus hat es die einzigartige Fähigkeit, im Dunkeln zu leuchten. Es war weißer Phosphor, den Brand einst isolierte.
Wenn weißer Phosphor ohne Luftzugang erhitzt wird, verwandelt er sich in roten (erstmals wurde er erst 1847 gewonnen). Name roter Phosphor bezieht sich auf mehrere Modifikationen, die sich in Dichte und Farbe unterscheiden: Sie reicht von Orange über Dunkelrot bis hin zu Lila. Alle Arten von rotem Phosphor sind in organischen Lösungsmitteln unlöslich; im Vergleich zu weißem Phosphor sind sie weniger reaktiv (sie entzünden sich an der Luft bei t>200 °C) und haben eine Polymerstruktur: Dies sind P4-Tetraeder, die in endlosen Ketten miteinander verbunden sind. Etwas anders ist der „violette Phosphor“, der aus den Gruppen P 8 und P 9 besteht, die in langen röhrenförmigen Strukturen mit fünfeckigem Querschnitt angeordnet sind.
Bei erhöhtem Druck entsteht weißer Phosphor schwarzer Phosphor, aufgebaut aus dreidimensionalen Sechsecken mit Phosphoratomen an den Spitzen, die schichtweise miteinander verbunden sind. Diese Transformation wurde erstmals 1934 vom amerikanischen Physiker Percy Williams Bridgman durchgeführt. Die Struktur von schwarzem Phosphor ähnelt Graphit, mit dem einzigen Unterschied, dass die von Phosphoratomen gebildeten Schichten nicht flach, sondern „gewellt“ sind. Schwarzer Phosphor ist die am wenigsten aktive Modifikation von Phosphor. Beim Erhitzen ohne Luftzugang verwandelt es sich wie Rot in Dampf, aus dem weißer Phosphor kondensiert.
Weißer Phosphor ist sehr giftig: Eine tödliche Dosis liegt bei etwa 0,1 g. Wegen der Gefahr der Selbstentzündung in der Luft wird er unter einer Wasserschicht gelagert. Roter und schwarzer Phosphor sind weniger giftig, da sie nichtflüchtig und praktisch unlöslich in Wasser sind.
Chemische Eigenschaften
Am chemisch aktivsten ist weißer Phosphor (in den Reaktionsgleichungen mit weißem Phosphor wird er der Einfachheit halber als P und nicht als P 4 geschrieben, zumal ähnliche Reaktionen unter Beteiligung von rotem Phosphor möglich sind, dessen molekulare Zusammensetzung ungewiss ist ). Phosphor verbindet sich direkt mit vielen einfachen und komplexen Stoffen. Bei chemischen Reaktionen kann Phosphor, wie beispielsweise Phosphor, sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein.
Wie Oxidationsmittel Phosphor reagiert mit vielen unter Bildung von Phosphiden, zum Beispiel:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2
P + 3Na = Na 3P
Bitte beachten Sie, dass es sich praktisch nicht direkt mit Phosphor verbindet.
Wie Reduktionsmittel Phosphor interagiert mit Halogenen, Schwefel (d. h. mit elektronegativeren Nichtmetallen). Dabei können je nach Reaktionsbedingungen sowohl Phosphor(III)-Verbindungen als auch Phosphor(V)-Verbindungen entstehen.
a) Bei langsamer Oxidation oder bei Sauerstoffmangel wird Phosphor zu Phosphoroxid (III) oder Phosphoranhydrid P 2 O 3 oxidiert:
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
Wenn Phosphor im Überschuss (oder an der Luft) verbrennt, entsteht Phosphoroxid (V) oder Phosphoranhydrid P2O5:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
b) je nach Verhältnis der Reagenzien entstehen bei der Wechselwirkung von Phosphor mit Halogenen und Schwefel Halogenide und Sulfide von drei- bzw. fünfwertigem Phosphor; Zum Beispiel:
2P + 5Cl 2(g) = 2PCl 5
2P + 3Cl 2(unzureichend) = 2PCl 3
2P + 5S (g) = P 2 S 5
2P + 3S (unzureichend) = P 2 S 3
Es ist zu beachten, dass Phosphor mit Jod nur die PI3-Verbindung bildet.
Phosphor spielt bei Reaktionen mit oxidierenden Säuren die Rolle eines Reduktionsmittels:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
— mit konzentrierter Salpetersäure:
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
— mit konzentrierter Schwefelsäure:
2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
Phosphor interagiert nicht mit anderen Säuren.
Beim Erhitzen mit wässrigen Lösungen kommt es zu einer Disproportionierung von Phosphor, zum Beispiel:
4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2
Neben Phosphin PH 3 entstehen bei diesen Reaktionen Salze der hypophosphorigen Säure H 3 PO 2 – Hypophosphite, in denen Phosphor die charakteristische Oxidationsstufe +1 aufweist.
Anwendung von Phosphor
Der Großteil der weltweiten Phosphorproduktion wird zur Herstellung von Phosphorsäure verwendet, die zur Herstellung von Düngemitteln und anderen Produkten verwendet wird. Bei der Herstellung von Streichhölzern wird roter Phosphor verwendet; er ist in der Masse enthalten, die auf die Streichholzschachtel aufgetragen wird.
Phosphin
Die bekannteste Wasserstoffverbindung von Phosphor ist Phosphin PH 3. Phosphin ist ein farbloses Gas mit Knoblauchgeruch und sehr giftig. In organischen Lösungsmitteln gut löslich. Im Gegensatz zu Ammoniak ist es in Wasser schwer löslich. Phosphin hat keine praktische Bedeutung.
Quittung
Oben wurde ein Verfahren zur Herstellung von Phosphin durch Umsetzung von Phosphor mit wässrigen Lösungen diskutiert. Eine andere Methode ist die Einwirkung von Salzsäure auf Metallphosphide, zum Beispiel:
Zn 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3ZnCl 2
Chemische Eigenschaften
- Säure-basische Eigenschaften
Phosphin ist in Wasser schwer löslich und bildet damit ein instabiles Hydrat, das sehr schwache basische Eigenschaften aufweist:
PH 3 + H 2 O ⇄ PH 3 ∙H 2 O ⇄ PH 4 + + OH —
Phosphoniumsalze entstehen nur mit:
PH 3 + HCl = PH 4 Cl
PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4
- Redox-Eigenschaften
Die gesamte Abstractliste kann eingesehen werden
*Das Aufnahmebild zeigt eine Fotografie von weißem Phosphor
Phosphinformel………………………………………………………….....PH 3
Molekulargewicht………………………………………………………34.04
Farbe und Aussehen................................................ .... ......Farbloses Gas.
Schmelzpunkt................................. - 133,5 °C.
Siedetemperatur................................................. .... -87,7°C.
Verdampfungsdruck............................40 mm Hg. Kunst. bei - 129,4°C.
Löslichkeit in Wasser........................26 Vol.-% bei 17°C.
Dichte............................1,18 (0°C, 760 mmHg) (Luft-1).
Flammpunkt................................................ ... ....100°C.
Untere Explosionsgrenze......... 1,79-1,89 % des Volumens;
Geruch tritt auf, wenn................................................. .... ......1,3 - 2,6 ppm.
In relativ hohen Konzentrationen ist Phosphin explosiv.
Untere Entflammbarkeitsgrenze (LCFL) – 1,79–1,89 %
nach Volumen oder ……………………………..26,15–27,60 g/m 3 oder 17.000–18.900 ml/m 3.
Die latente Verdampfungswärme von Phosphin beträgt …………………………………102,6 cal/g.
Die Löslichkeit in Wasser beträgt 0,52 g/l bei einer Temperatur von 20 0 C und einem Druck von 34,2 kgf/cm 2.
Phosphin
– ein hochgiftiges, farbloses Gas, das 1,5-mal schwerer als Luft ist. Daher dringt es bei Verwendung problemlos in alle Ritzen und schwer zugänglichen Stellen im Raum ein und zerstört wirksam Eier, Larven, Puppen und erwachsene Insekten.
Es löst sich schlecht in Wasser und reagiert nicht damit. Löslich in Benzol, Diethylether, Schwefelkohlenstoff. Phosphin ist hochgiftig, wirkt sich auf das Nervensystem aus und stört den Stoffwechsel. MPC = 0,1 mg/m³. Der Geruch ist bei einer Konzentration von 2-4 mg/m³ wahrnehmbar, längeres Einatmen bei einer Konzentration von 10 mg/m³ ist tödlich.
Anwendung von Phosphin. Bei der Begasung mit Phosphin werden anorganische Präparate auf Basis von Aluminium- und Magnesiumphosphiden verwendet. Die Ziele und die Technologie zur Verwendung von Präparaten auf Basis von Magnesiumphosphid sind identisch mit denen auf Basis von Aluminiumphosphid. Der Zutritt von Personen und das Beladen von Lagerhallen ist nach vollständiger Belüftung und wenn der Phosphingehalt in der Luft des Arbeitsbereichs nicht höher als die maximal zulässige Konzentration (0,1 mg/m³) ist, gestattet. Produkte werden mit einem Phosphinrückstand verkauft, der nicht höher ist als der MRL (0,1 mg/kg für Getreide, 0,01 mg/kg für Getreideverarbeitungsprodukte).
Phosphingas ist ein starkes Gift für Menschen und andere Warmblüter. Eine akute Phosphinvergiftung tritt bei einer Konzentration in der Luft von 568 mg/m3 auf. Phosphingas ist hochgiftig für Insekten, die Getreidebestände befallen. Wenn man damit arbeitet, ist es ratsam, ein Verständnis dafür zu haben Methode und Wirkmechanismus auf Schadorganismen. Die maximal zulässige Konzentration (MPC) von Phosphin in der Luft des Arbeitsbereichs beträgt 0,1 mg/m3. Bei geringeren Konzentrationen (ca. 0,03 mg/m3) ist der Gasgeruch jedoch spürbar. Der maximal zulässige Gehalt (ML) an Phosphin in Getreide beträgt 0,01 mg/kg; Phosphinrückstände sind in Getreideprodukten nicht zulässig. Getreide und Produkte seiner Verarbeitung dürfen nur dann für Lebensmittelzwecke verwendet werden, wenn die darin enthaltenen Restmengen an Phosphin den RHG nicht überschreiten.
Phosphingas Es wird von Getreide und Getreideprodukten nur schwach absorbiert und kann daher leicht entgast werden. Bei den zur Desinsektion empfohlenen Verzehrmengen verändert sich die Qualität des Getreides nicht und seine Sameneigenschaften werden nicht beeinträchtigt. Es wurde erstmals 1934 zur Begasung von Getreideprodukten eingesetzt. Aufgrund des Verbots der Verwendung von Methylbromid zu Begasungszwecken ist Phosphin derzeit das wichtigste Begasungsmittel zur Bekämpfung schädlicher Insekten.
Phosphor(von griech. phosphoros – leuchtend; lat. Phosphor) P, chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems; Ordnungszahl 15, Atommasse 30,97376. Es hat ein stabiles Nuklid 31 P. Der effektive Wirkungsquerschnitt zum Einfangen thermischer Neutronen beträgt 18 10 -30 m 2. Externe Konfiguration Elektronenhülle des Atoms3 S 2 3P 3 ; Oxidationsstufen -3, +3 und +5; Energie der sequentiellen Ionisierung während des Übergangs von P 0 zu P 5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; Elektronenaffinität 0,6 eV; Pauling-Elektronegativität 2,10; Atomradius 0,134 nm, Ionenradien (Koordinationszahlen sind in Klammern angegeben) 0,186 nm für P 3-, 0,044 nm (6) für P 3+, 0,017 nm (4), 0,029 nm ( 5), 0,038 nm (6) für P 5+ .
Der durchschnittliche Phosphorgehalt in der Erdkruste beträgt 0,105 Massen-%, in Gewässern und Ozeanen 0,07 mg/l. Es sind etwa 200 Phosphormineralien bekannt. es sind alles Phosphate. Das Wichtigste davon ist Apatit, welches die Basis ist Phosphorite. Von praktischer Bedeutung sind außerdem Monazit CePO 4 , Xenotim YPO 4 , Amblygonit LiAlPO 4 (F, OH), Triphyllin Li(Fe, Mn)PO 4 , Torbernit Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, Utunit Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, Vivianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, Pyromorphit Pb 5 (PO 4) 3 C1, türkis CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 ÜBER.
Eigenschaften. Es ist bekannt, dass St. 10 Modifikationen von Phosphor, die wichtigsten davon sind weißer, roter und schwarzer Phosphor (technisch gesehen wird weißer Phosphor gelber Phosphor genannt). Für Phosphormodifikationen gibt es kein einheitliches Bezeichnungssystem. Einige Eigenschaften der wichtigsten Modifikationen werden in der Tabelle verglichen. Kristalliner schwarzer Phosphor (PI) ist unter normalen Bedingungen thermodynamisch stabil. Weißer und roter Phosphor sind metastabil, können aber aufgrund der geringen Umwandlungsgeschwindigkeit unter normalen Bedingungen nahezu unbegrenzt lange konserviert werden.
Phosphorverbindungen mit Nichtmetallen
Phosphor und Wasserstoff in Form einfacher Substanzen interagieren praktisch nicht. Wasserstoffderivate des Phosphors werden indirekt gewonnen, zum Beispiel:
Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3
Phosphin PH 3 ist ein farbloses, hochgiftiges Gas mit dem Geruch von verfaultem Fisch. Ein Phosphinmolekül kann man sich als Ammoniakmolekül vorstellen. Allerdings ist der Winkel zwischen den H-P-H-Bindungen viel kleiner als der von Ammoniak. Dies bedeutet eine Verringerung des Anteils der Beteiligung von S-Wolken an der Bildung von Hybridbindungen im Fall von Phosphin. Phosphor-Wasserstoff-Bindungen sind weniger stark als Stickstoff-Wasserstoff-Bindungen. Die Donoreigenschaften von Phosphin sind weniger ausgeprägt als die von Ammoniak. Die geringe Polarität des Phosphinmoleküls und die schwache protonenaufnehmende Aktivität führen zum Fehlen von Wasserstoffbrückenbindungen nicht nur im flüssigen und festen Zustand, sondern auch mit Wassermolekülen in Lösungen sowie zur geringen Stabilität des Phosphoniumions PH 4 + . Das stabilste Phosphoniumsalz im festen Zustand ist sein Jodid PH 4 I. Phosphoniumsalze zersetzen sich heftig mit Wasser und insbesondere mit alkalischen Lösungen:
PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O
Phosphin- und Phosphoniumsalze sind starke Reduktionsmittel. An der Luft verbrennt Phosphin zu Phosphorsäure:
PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4
Bei der Zersetzung von Phosphiden aktiver Metalle durch Säuren entsteht gleichzeitig mit Phosphin als Verunreinigung Diphosphin P 2 H 4 . Diphosphin ist eine farblose, flüchtige Flüssigkeit, deren Molekülstruktur Hydrazin ähnelt, Phosphin weist jedoch keine basischen Eigenschaften auf. Es entzündet sich spontan an der Luft und zersetzt sich bei Lagerung im Licht oder beim Erhitzen. Seine Abbauprodukte enthalten Phosphor, Phosphin und eine gelbe amorphe Substanz. Dieses Produkt wird fester Phosphorwasserstoff genannt und ihm wird die Formel P 12 H 6 zugeordnet.
Phosphor bildet mit Halogenen Tri- und Pentahalogenide. Diese Phosphorderivate sind für alle Analoga bekannt, Chlorverbindungen sind jedoch praktisch wichtig. RG 3 und RG 5 sind giftig und werden direkt aus einfachen Stoffen gewonnen.
RG 3 – stabile exotherme Verbindungen; PF 3 ist ein farbloses Gas, PCl 3 und PBr 3 sind farblose Flüssigkeiten und PI 3 sind rote Kristalle. Im festen Zustand bilden alle Trihalogenide Kristalle mit molekularer Struktur. RG 3 und RG 5 sind säurebildende Verbindungen:
PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3
Beide Phosphornitride sind bekannt und entsprechen den drei- und fünfkovalenten Zuständen: PN und P 2 N 5 . In beiden Verbindungen ist Stickstoff dreiwertig. Beide Nitride sind chemisch inert und beständig gegenüber Wasser, Säuren und Laugen.
Geschmolzener Phosphor löst Schwefel gut, die chemische Reaktion findet jedoch bei hohen Temperaturen statt. Von den Phosphorsulfiden sind P 4 S 3 , P 4 S 7 und P 4 S 10 die am besten untersuchten. Diese Sulfide können in einer Naphthalinschmelze umkristallisiert und in Form gelber Kristalle isoliert werden. Beim Erhitzen entzünden sich Sulfide und verbrennen unter Bildung von P 2 O 5 und SO 2 . Mit Wasser zersetzen sie sich alle langsam unter Freisetzung von Schwefelwasserstoff und der Bildung von Phosphorsauerstoffsäuren.
Phosphorverbindungen mit Metallen
Mit aktiven Metallen bildet Phosphor salzartige Phosphide, die den Regeln der klassischen Valenz gehorchen. p-Metalle sowie Metalle der Zink-Untergruppe ergeben sowohl normale als auch anionenreiche Phosphide. Die meisten dieser Verbindungen weisen Halbleitereigenschaften auf, d. h. Die dominierende Bindung in ihnen ist kovalent. Der Unterschied zwischen Stickstoff und Phosphor aufgrund von Größen- und Energiefaktoren zeigt sich am charakteristischsten in der Wechselwirkung dieser Elemente mit Übergangsmetallen. Bei Stickstoff kommt es bei der Wechselwirkung mit diesem vor allem auf die Bildung metallähnlicher Nitride an. Phosphor bildet auch metallähnliche Phosphide. Viele Phosphide, insbesondere solche mit überwiegend kovalenten Bindungen, sind feuerfest. So schmilzt AlP bei 2197 Grad C und Galliumphosphid hat einen Schmelzpunkt von 1577 Grad C. Phosphide von Alkali- und Erdalkalimetallen werden durch Wasser leicht zersetzt, wobei Phosphin freigesetzt wird. Viele Phosphide sind nicht nur Halbleiter (AlP, GaP, InP), sondern auch Ferromagnete, beispielsweise CoP und Fe 3 P.
Phosphin(Phosphorwasserstoff, Phosphorhydrid, laut IUPAC-Nomenklatur - Phosphan PH 3) - ein farbloses, sehr giftiges, eher instabiles Gas mit einem spezifischen Geruch nach faulem Fisch.
Farbloses Gas. Es löst sich schlecht in Wasser und reagiert nicht damit. Bei niedrigen Temperaturen bildet es ein festes Clathrat 8РН 3 ·46Н 2 О. Löslich in Benzol, Diethylether und Schwefelkohlenstoff. Bei −133,8 °C bildet es Kristalle mit einem kubisch-flächenzentrierten Gitter.
Das Phosphinmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide mit der Molekülsymmetrie C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Das Dipolmoment beträgt 0,58 D und ist damit deutlich niedriger als das von Ammoniak. Die Wasserstoffbindung zwischen PH 3-Molekülen wird praktisch nicht beobachtet und daher hat Phosphin niedrigere Schmelz- und Siedepunkte.
Phosphin unterscheidet sich stark von seinem Gegenstück Ammoniak. Seine chemische Aktivität ist höher als die von Ammoniak; es ist in Wasser schlecht löslich, da eine Base viel schwächer als Ammoniak ist. Letzteres erklärt sich aus der Tatsache, dass die H-P-Bindungen schwach polarisiert sind und die Aktivität des freien Elektronenpaars in Phosphor (3s 2) geringer ist als die von Stickstoff (2s 2) in Ammoniak.
In Abwesenheit von Sauerstoff zerfällt es beim Erhitzen in folgende Elemente:
entzündet sich spontan an der Luft (in Gegenwart von Diphosphindampf oder bei Temperaturen über 100 °C):
Zeigt starke restaurative Eigenschaften:
Bei der Wechselwirkung mit starken Protonendonoren kann Phosphin Phosphoniumsalze erzeugen, die das PH 4 + -Ion (ähnlich Ammonium) enthalten. Phosphoniumsalze, farblose kristalline Substanzen, sind äußerst instabil und hydrolysieren leicht.
Seine Salze sind wie Phosphin selbst starke Reduktionsmittel.
Phosphin wird durch Reaktion von weißem Phosphor mit heißem Alkali gewonnen, zum Beispiel:
Es kann auch durch Behandlung von Phosphiden mit Wasser oder Säuren gewonnen werden:
Eine Synthese direkt aus Elementen ist möglich:
Beim Erhitzen reagiert Chlorwasserstoff mit weißem Phosphor:
Zersetzung von Phosphoniumiodid:
Zersetzung von Phosphonsäure:
oder seine Wiederherstellung.
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Herstellung von Phosphin
Wenn weißer Phosphor mit einer starken Alkalilösung erhitzt wird, disproportioniert der Phosphor, was zur Bildung von Phosphat und Phosphin PH 3 führt. Gleichzeitig mit Phosphin entsteht eine kleine Menge Diphosphin P 2 H 4 (ein Phosphoranalogon von Hydrazin), das an der Luft leicht aufflammt. Gleichzeitig entsteht Wasserstoff. Wenn das Gasaustrittsrohr unter Wasser gerichtet ist, flammen Phosphinblasen an die Oberfläche auf; Dadurch entstehen Ringe aus weißem Rauch.
Hier finden Sie eine Beschreibung der Erfahrungen aus dem Workshop Ripan R. Ceteanu I. Leitfaden für die praktische Arbeit in der anorganischen Chemie .
Herstellung von Phosphorwasserstoff durch Erhitzen von weißem Phosphor mit einer 30-50 %igen Kaliumhydroxidlösung. Reaktionsgleichung:
4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
Bei dieser Herstellungsweise entstehen neben gasförmigem Phosphorwasserstoff auch flüssiger Phosphorwasserstoff, gasförmiger Wasserstoff und saures Kaliumhypophosphit nach den Gleichungen:
6P + 4KOH + 4H 2 O = P 2 H 4 + 4KH 2 PO 2
2P + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + 2KH 2 PO 2
Flüssiger Phosphid bildet bei Wechselwirkung mit Kaliumhydroxid in einer wässrigen Umgebung gasförmigen Phosphid, Wasserstoff und saures Kaliumhypophosphit gemäß den Gleichungen:
2P 2 H 4 + KOH + H 2 O = 3PH 3 + KH 2 PO 2
P 2 H 4 + 2KOH + 2H 2 O = 3H 2 + 2KH 2 PO 2
Saures Kaliumhypophosphit wird im alkalischen Milieu unter Freisetzung von Wasserstoff in Kaliumorthophosphat umgewandelt:
KH 2 PO 2 + 2KOH = 2H 2 + K 3 PO 4
Gemäß den obigen Reaktionsgleichungen entstehen beim Erhitzen von weißem Phosphor mit Kaliumhydroxid gasförmiger Phosphorwasserstoff, Wasserstoff und Kaliumorthophosphat.
Das so gewonnene Phosphin entzündet sich spontan. Dies liegt daran, dass es einige Dämpfe von selbstentzündlichem flüssigem Phosphorwasserstoff (Diphosphin) und Wasserstoff enthält.
Anstelle von Kaliumhydroxid können Sie auch Natrium-, Calcium- oder Bariumoxidhydrate verwenden. Reaktionen mit ihnen verlaufen auf ähnliche Weise.
Das Gerät ist ein Rundkolben mit einem Fassungsvermögen von 100-250 ml, der mit einem Gummistopfen fest verschlossen ist, durch den ein Rohr fest eingeführt werden muss, um gasförmige Produkte in einen Kristallisator mit Wasser zu leiten.
Der Kolben wird zu 3/4 seines Volumens mit einer 30-50 %igen Kaliumlauge gefüllt, in die 2-3 erbsengroße Stücke weißen Phosphors geworfen werden. Der Kolben wird in einer Stativschelle befestigt und über einen Gasauslassschlauch mit einem mit Wasser gefüllten Kristallisator verbunden (siehe Abbildung).
Beim Erhitzen des Kolbens reagiert Kaliumhydroxid mit weißem Phosphor gemäß den obigen Gleichungen.
Flüssiger Phosphorwasserstoff (Diphosphin) entzündet sich sofort und verbrennt in Form von Funken, wenn er die Oberfläche der Flüssigkeit im Kolben erreicht; Dies geschieht so lange, bis der restliche Sauerstoff im Kolben verbraucht ist.
Bei starker Erhitzung des Kolbens destilliert flüssiger Phosphorwasserstoff und über dem Wasser entzünden sich gasförmiger Phosphorwasserstoff und Wasserstoff. Phosphorwasserstoff verbrennt mit gelber Flamme und es entsteht Phosphoranhydrid in Form weißer Rauchringe.
Reduzieren Sie am Ende des Experiments die Flamme unter dem Kolben, entfernen Sie den Stopfen mit dem Auslassrohr, hören Sie auf zu heizen und lassen Sie das Gerät unter dem Luftzug, bis es vollständig abgekühlt ist.
Nicht verbrauchter Phosphor wird gründlich mit Wasser gewaschen und für nachfolgende Experimente aufbewahrt.
Wir entschieden uns für Phosphin. Natronlauge wurde in ein Reagenzglas gegossen und zur Hälfte mit Wasser gefüllt. Ein Teil des Alkalis verblieb im Sediment. Das Reagenzglas wurde schräg in einem Ständer befestigt, ein erbsengroßes Stück gelben Phosphor hineingelegt und mit einem Stopfen mit Gasauslassrohr verschlossen, dessen Ende in einen Kristallisator mit Wasser abgesenkt wurde. Habe mit dem Heizen begonnen.
Im Kristallisator begannen Gasblasen zu brodeln. Mit der Zeit begannen gelbe Blitze, begleitet von Knallgeräuschen: Die Blasen zerplatzten und fingen in der Luft Feuer. Nach den Ausbrüchen bildeten sich oft schöne weiße Rauchringe, die nach oben stiegen.
Nach unseren Beobachtungen funktionierte das Experiment am besten, wenn die Flüssigkeit im Reagenzglas aktiv siedete und ein Teil der Flüssigkeit in das Wasser des Kristallisators überführt wurde. In einigen Fällen stellte sich heraus, dass Blitze seltener und schwächer auftraten, wenn das Ende des Gasauslassrohrs zu tief ins Wasser abgesenkt wurde.
Im Allgemeinen dauerte das „Feuerwerk mit Rauchringen“ bis zu mehreren Minuten. Man kann mit Sicherheit sagen, dass dies eines der schönsten Erlebnisse ist.
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