Фосфин

Статья на основе материалов из Википедии

Фосфи́н (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан) РН3 — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы.

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства[1]. При низких температурах образует твёрдый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0,142 нм, ∠HPH = 93,5°). Дипольный момент составляет 0,58 Д, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Получение

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например: `\mathsf{2P_4 + 3Ca(OH)_2 + 6H_2O \ \xrightarrow{\ \ } \ 2PH_3\uparrow + 3Ca(H_2PO_2)_2}`

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды: `\mathsf{Ca_3P_2 + 6H_2O \ \xrightarrow{\ \ } \ 2PH_3\uparrow + 3Ca(OH)_2}` `\mathsf{Mg_3P_2 + 6HCl \ \xrightarrow{\ \ } \ 2PH_3\uparrow + 3MgCl_2}`

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором: `\mathsf{P_4 + 6HCl \ \xrightarrow{300 ^\circ C} \ 2PH_3 + 2PCl_3}`

Разложение йодида фосфония: `\mathsf{PH_4I \ \xrightarrow{>80 ^\circ C} \ PH_3 + HI}` `\mathsf{PH_4I + H_2O\ \rightleftarrows \ PH_3\uparrow + H_3O^+ + I^-}` `\mathsf{PH_4I + NaOH\ \rightleftarrows \ PH_3\uparrow + NaI + H_2O}`

Разложение фосфоновой кислоты: `\mathsf{4H_2(PHO_3) \ \xrightarrow{170-200 ^\circ C} \ PH_3\uparrow + 3H_3PO_4}`

или её восстановление: `\mathsf{H_2(PHO_3) + 3H_2\ \xrightarrow{Zn,\ H_2SO_4} \ PH_3\uparrow + 3H_2O}`

Химические свойства

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы: `\mathsf{2PH_3 \ \xrightarrow{\mathit{t} } \ 2P + 3H_2}`

На воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C): `\mathsf{PH_3 + 2O_2\ \xrightarrow{\ \ } \ H_3PO_4}`

Проявляет сильные восстановительные свойства: `\mathsf{PH_3 + 3H_2SO_4\ \xrightarrow{\ \ } \ H_2(PHO_2) + 3SO_2\uparrow +\ 3H_2O}` `\mathsf{PH_3 + 8HNO_3\ \xrightarrow{\ \ } \ H_3PO_4 + 8NO_2\uparrow +\ 4H_2O}` `\mathsf{PH_3 + 2I_2 + 2H_2O\ \xrightarrow{\ \ } \ H(PH_2O_2) + 4HI}` В связи с тем, что: `\mathsf{4H_2(PHO_3) \ \xrightarrow{170-200 ^\circ C} \ PH_3\uparrow + 3H_3PO_4}` то возможно протекание следующей реакции: `\mathsf{PH_3 + 4H_2SO_4 \ \xrightarrow{200^\circ C} \ H_3PO_4 + 4SO_2\uparrow + 4H_2O}`

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

`\mathsf{PH_3 + HCl\ \xrightarrow{30 ^\circ C} \ PH_4Cl}` `\mathsf{PH_3 + HI\ \xrightarrow{\ \ } \ PH_4I}`

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Токсичность

right

Фосфин очень ядовит, негативно воздействует на нервную систему, нарушает обмен веществ. ПДК = 0,1 мг/м³. Запах ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ приводит к летальному исходу. В крови человека содержание фосфина не более 0,001 мг/м³.

Самовозгорание

Фосфин способен к самовозгоранию при контакте с кислородом воздуха. Может вызывать появление «блуждающих огней»[2][3].

Примечания

  1. А.С. Егоров Репетитор по химии — 52-ое : Феникс, 2017 — 441 — 441
  2. Благодатный огонь — взгляд скептика
  3. Осторожно — фосфин!

Литература