Составьте уравнение химической реакции, укажите ее тип: фосфор + хлор → хлорид фосфора (v)

Качественная реакция на ион РО43-

— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).

Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:

Получение: полная нейтрализация Н₃Р0₄ гидроксидом натрия или по реакции:

Гидроортофосфат натрия Na₂HPO₄. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н₃Р0₄ (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион НРО₄2-— образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация Н₃Р0₄ гидроксидом натрия в разбавленном растворе:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + P₂O₅.

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P₂O₅+5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

• производство удобрений;
• ядохимикатов;
• спичек;
• моющих средств;
• красок;
• полупроводников.

Галогены

В VIIА группе находятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы называют также галогенами (в переводе — рождающие соли).

На внешнем энергетическом уровне всех этих элементов находятся 7 электронов (конфигурации ns2np5), наиболее характерные степени окисления –1, +1, +5 и +7 (кроме фтора).

Атомы всех галогенов образуют простые вещества состава Hal₂.

Галогены являются типичными неметаллами. При переходе от фтора к астату происходит увеличение радиуса атома, неметаллические свойства падают, происходит уменьшение окислительных и увеличение восстановительных свойств.

Физические свойства галогенов приведены в таблице 8.

В химическом отношении галогены весьма активны. Их реакционная способность убывает с увеличением порядкового номера. Некоторые характерные для них реакции приведены ниже на примере хлора:

Водородные соединения галогенов — галогеноводороды имеют общую формулу HHal. Их водные растворы являются кислотами, сила которых возрастает от HF к HI.

Галогенводородные кислоты (за исключением HF) способны реагировать с такими сильными окислителями, как KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃ и другими, с образованием галогенов:

Галогены образуют ряд оксидов, например, для хлора известны кислотные оксиды состава Cl₂O, ClO₂, ClO₃, Cl₂O₇. Все эти соединения получают косвенными методами. Они являются сильными окислителями и взрывоопасными веществами.

Наиболее устойчивым из оксидов хлора является Cl₂O₇. Оксиды хлора легко реагируют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO₂, хлорноватую HClO₃ и хлорную HClO₄, например:

В промышленности бром получают при вытеснении хлором из бромидов, а в лабораторной практике — окислением бромидов:

Простое вещество бром является сильным окислителем, легко вступает в реакции со многими простыми веществами, образуя бромиды; вытесняет йод из йодидов.

Простое вещество йод, I₂, представляет собой чёрные с металлическим блеском кристаллы, которые возгоняются, т. е. переходят в пар, минуя жидкое состояние. Йод мало растворим в воде, но довольно хорошо растворяется в некоторых органических растворителях (спирт, бензол и т. д.).

Йод является довольно сильным окислителем, способным к окислению ряда металлов и некоторых неметаллов.

Потенциальные применения трихлорида и оксихлорида фосфора в фармацевтическом синтезе

Существует огромное количество научных исследований и патентов, указывающих на возможные применения PCl₃ и POCl₃ в области фармакологии. Эти публикации указывают на большой потенциал описываемых веществ, а их постоянно увеличивающаяся доля в секторе фармацевтических исследований может привести к расширению круга потенциальных применений в области фармацевтики.

Согласно упомянутым выше научным исследованиям, PCl₃ может использоваться в качестве исходного вещества в сложном процессе синтеза препарата под названием Тенофовир. Это органическое соединение из группы фосфонатов, используемое для лечения гепатита типа В, а также для предотвращения симптомов вируса иммунодефицита 1 типа (ВИЧ 1), вызывающего СПИД. В свою очередь, POCl₃ может найти потенциальное применение в секторе синтеза витаминов, поскольку он используется в одном из путей синтеза производных витамина B6.

Кроме того, оксихлорид фосфора может служить в качестве реагента в реакции фосфорилирования, то есть присоединения фосфатного остатка к нуклеофильному атому любого химического соединения. Во время реакции с нуклеозидами могут образовываться нуклеотиды, например производные гуанозина, такие как GMP (гуанозин-5′-монофосфат), который является одним из мономеров РНК, а его соли: динатрий (E627), дикалий (E628) и кальций (E629) являются добавками, усиливающими вкус, использующимися в пищевой промышленности.

Другим применением POCl₃ является возможность использования его в реакции с N-фенилантраниловой кислотой для получения 9-хлоракридина. В результате дальнейших реакций он создает производные, которые рассматриваются как потенциальные лекарства со свойствами, останавливающими образование раковых опухолей в организме человека. Оксихлорид фосфора также может быть использован для производства абиратерона, активного вещества, используемого для лечения рака предстательной железы.

Химические свойства

Дымит на воздухе вследствие разложения водяными парами с образованием фосфорной кислоты и хлороводорода:

POCl3+3H2O → H3PO4+3HCl{\displaystyle {\mathsf {POCl_{3}+3H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ H_{3}PO_{4}+3HCl}}}

Реагирует с щелочами:

POCl3+6NaOH → Na3PO4+3NaCl+3H2O{\displaystyle {\mathsf {POCl_{3}+6NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{3}PO_{4}+3NaCl+3H_{2}O}}}

Используется для получения других оксигалогенидов фосфора:

POCl3+3HF →65oC,SbCl5 POF3+3HCl{\displaystyle {\mathsf {POCl_{3}+3HF\ {\xrightarrow {65^{o}C,SbCl_{5}}}\ POF_{3}+3HCl}}}

POCl3+3LiI →CS2 POI3+3LiCl{\displaystyle {\mathsf {POCl_{3}+3LiI\ {\xrightarrow {CS_{2}}}\ POI_{3}+3LiCl}}}

Химические свойства

Фосфор в PCl₃ находится в степени окисления +3, а хлор — в степени −1. Многие из свойств соединения обусловлены именно этими обстоятельствами. В присутствии воды — дымит и разлагается.

PCl₃ — базовый продукт для других производных фосфора, получаемых из него при окислении до пентахлорида (PCl₅), тиофосфорилхлорида (PSCl₃) или оксихлорида (POCl₃).

Если пропустить электрический разряд через смесь пара PCl₃ и газообразного водорода, образуется редкий сложный хлорид фосфора с формулой P₂Cl₄.

Известно большое число сходных реакций замещения, в том числе и с органическими веществами — спиртами и фенолами:

3C6H5OH+PCl3→(C6H5O)3P+3HCl{\displaystyle {\mathsf {3C_{6}H_{5}OH+PCl_{3}\rightarrow (C_{6}H_{5}O)_{3}P+3HCl}}}

Спирты реагируют сходным образом:

PCl3+3C2H5OH+3R3N→(C2H5O)3P+3R3NHCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+3C_{2}H_{5}OH+3R_{3}N\rightarrow (C_{2}H_{5}O)_{3}P+3Cl}}}

PCl3+3C2H5OH→3C2H5Cl+H3PO3{\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+3C_{2}H_{5}OH\rightarrow 3C_{2}H_{5}Cl+H_{3}PO_{3}}}}

Наличие неподелённой электронной пары у атомов фосфора обуславливает способность трихлорида проявлять донорные свойства, образуя электронейтральные комплексы, например, [Ni(PCl₃)₄]
По химической природе трихлорид фосфора является хлорангидридом фосфористой кислоты. Гидролиз её приводит к образованию двух кислот, а взаимодействие со щелочами — двух солей:

PCl3+3H2O→H3PO3+3HCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{3}+3HCl}}}

PCl3+5NaOH→Na2HPO3+3NaCl+2H2O{\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+5NaOH\rightarrow Na_{2}HPO_{3}+3NaCl+2H_{2}O}}}

PCl3 и POCl3 в качестве субстратов в синтезе лекарств

Первым примером использования PCl₃ является его использование в качестве реагента — вещества, используемого для синтеза лекарств на основе производных сульфонамида. Среди представителей этой группы препаратов можно выделить:

• хлорталидон – диуретик (мочегонное средство), применяемый при таких заболеваниях, как гипертония, несахарный диабет и печеночная и почечная недостаточность,
• сульфадиазин — используется для лечения ожогов. Это вещество также применяется для антибактериальной профилактики по всему телу, используя процесс остановки образования фолиевой кислоты в бактериальных клетках. Кроме того, сочетание сульфадиазина и пириметамина используется для противодействия токсоплазмозу, то есть паразитарной болезни людей и животных, вызванной протозойной инфекцией.

Как PCl₃, так и POCl₃ используются в качестве субстратов в процессе синтеза производных аминометил бис-бис-фосфоновая кислота, известная как золедроновая кислота, которая обладает способностью накапливаться в костях. Ее действие заключается в стимуляции остеобластов образовывать костную ткань и ингибировать кальцификацию костей. Применяется в основном для лечения переломов и в костной хирургии для предотвращения костных осложненияй.

Гидролиз бинарных соединений действием растворов кислот и щелочей

Помимо обычного гидролиза водой существует также вариант гидролиза, при котором бинарное соединение обрабатывают водным раствором щелочи или кислоты.

Как в таком случае записать уравнение гидролиза?

Для того, чтобы записать уравнение гидролиза бинарного соединения водным раствором щелочи или кислоты, нужно:

1) в первую очередь, представить, какие продукты образовались бы при обычном гидролизе водой.

Например, мы хотим записать уравнение щелочного гидролиза соединения PCl₅ действием водного раствора KOH.

Тогда, согласно этому пункту, мы должны вспомнить какие продукты образуются при обычном гидролизе. В нашем случае это HCl и H₃PO₄

2) посмотреть на отношение этих продуктов к средообразователю (кислоте или щелочи) – реагируют они или нет. Если продукты обычного гидролиза реагируют со средообразователем, то запомнить продукты этого взаимодействия.

Возвращаясь к нашему случаю с PCl₅, мы должны посмотреть на то, как относятся к щелочи продукты обычного гидролиза, т.е. HCl и H₃PO₄. Оба данных соединения в водном растворе являются кислотами, в связи с чем существовать в щелочной среде не могут. В частности, с гидроксидом калия они прореагируют, образуя соответственно соли KCl и K₃PO₄

3) в конечном уравнении в качестве продуктов записать то, что получается при взаимодействии со средообразователем. Воду при этом мы пока не пишем, вывод о том, писать ее или нет, делаем после попытки уравнивания реакции без нее.

Таким образом, следуя этому принципу, запишем:

PCl₅ + KOH = KCl + K₃PO₄

Уже до начала расстановки коэффициентов очевидно, что есть необходимость в записи в качестве одного из продуктов реакции воды, поскольку в левой части присутствует водород, а в правой его нет.

Таким образом, суммарная схема реакции будет иметь вид:

PCl₅ + KOH = KCl + K₃PO₄ + H₂O

А само уравнение после расстановки коэффициентов будет выглядеть так:

PCl₅ + 8KOH = 5KCl + K₃PO₄ + 4H₂O

Следует отметить, что щелочной гидролиз ионных соединений чаще всего не отличается от обычного гидролиза действием воды, поскольку чаще всего ни один продукт обычного гидролиза с щелочью не взаимодействует.

Аналогично, можно сказать, что кислотный гидролиз ковалентных бинарных соединений не будет отличаться от водного.

В связи с этим имеет смысл более детально рассмотреть кислотный гидролиз ионных бинарных соединений и щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений.

Кислотный гидролиз ионных бинарных соединений

Со всеми перечисленными ионными бинарными соединениями, участвовавшими в реакциях обычного гидролиза водой, можно записать соответствующие уравнения их кислотного гидролиза. Возьмем в качестве примера водный раствор соляной кислоты:

1) Ca₃P₂ + 6HCl = 3CaCl₂ + 2PH₃

2) Mg₂Si + 4HCl(р-р) = 2MgCl₂ + SiH₄

3) Al₄C₃ + 12HCl(р-р) = 4AlCl₃ + 3CH₄

4) Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

5) Ca₃N₂ + 8HCl(р-р) = 3CaCl₂ + 2NH₄Cl

Обратите внимание, что вместо водородного соединения в случае нитридов металлов образуется продукт его взаимодействия с соляной кислотой (NH3 + HCl = NH4Cl). Следует отметить, что нитриды металлов – единственный случай, когда при кислотном гидролизе ионного бинарного соединения не выделяется газообразное водородное соединение

Связано это с тем, что по сравнению с другими водородными соединениями неметаллов, только у аммиака основные свойства выражены в значительной степени.

6) CaH₂ + 2HCl(р-р) = CaCl₂ + 2H₂

Как можно заметить, кислотный гидролиз гидридов металлов также относится к окислительно-восстановительным реакциям. В результате этой реакции образуется простое вещество водород. Связано это с тем, что водород с кислотами не реагирует.

Щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений

Щелочному гидролизу среди ковалентных соединений подвержены все те же бинарные соединения, что и обычному гидролизу водой, то есть галогениды фосфора и кремния:

PBr₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaBr + 4H₂O

SiCl₄ + 6KOH = K₂SiO₃ + 4KCl + 3H₂O

Щелочной гидролиз галогенидов фосфора III в ЕГЭ не встретится из-за специфических свойства фосфористой кислоты.

Тем не менее, для тех, кто хочет, ниже предоставляю пример такого рода уравнений с пояснением:

PCl₃ + 5KOH = K₂HPO₃ + 3KCl + 2H₂O

Поскольку фосфористая кислота является двухосновной, то несмотря на наличие трех атомов водорода, при ее реакции с щелочью на атомы металла способны заместиться только два атома водорода.

P2

Два атома фосфора объединяются в молекулу P₂ при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P₄, а также в более устойчивых полимерных молекулах P_∞.

Аллотропные модификации фосфора:

• Белый фосфор — чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P₄O₆); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P₄, в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
• Желтый фосфор — огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
• Красный фосфор — полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида («отсыревает»), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
• Черный фосфор — жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами — наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
• Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P₄). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P₄. Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других — восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов: 3Mg + 2P = Mg₃P₂.

Фосфор является восстановителем в реакциях:

• с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
  • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя 4P + 3O₂ = 2P₂O₃
  • соединения фосфора (V) — при избытке: кислорода (воздуха) 4P + 5O₂ = 2P₂O₅
• с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
  • 2P+3Cl₂(нед.) = 2PCl₃ — хлорид фосфора (III)
  • 2P+3S(нед.) = P₂S₃ — сульфид фосфора (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl₅ — хлорид фосфора (V)
  • 2P+5S(изб.) = P₂S₅ — сульфид фосфора (V)
• с концентрированной серной кислотой:2P+5H₂SO₄ = 2H₃PO₄+5SO₂↑+2H₂O
• с конецнтрированной азотной кислотой:P+5HNO₃ = H₃PO₄+5NO₂↑+H₂O
• с разбавленной азотной кислотой:3P+5HNO₃+2H₂O = 3H₃PO₄+5NO↑

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Аллотропные модификации фосфора

Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р₄ и красный фосфор P_n. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

Красный фосфор состоит из полимерных молекул P_n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

Белый фосфор состоит из молекул Р₄. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t_пл 44,14 °С, t_кип 287,3 °С, р 1,82 г/см3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

Применяется в производстве Н₃Р0₄ и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

Углерод

Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы Д.И. Менделеева, его электронная формула 1s22s22p2, наиболее характерные степени окисления –4, +2, +4.

Для углерода известны стабильные аллотропные модификации (графит, алмаз, аллотропия строения), в виде которых он встречается в природе, а также полученные лабораторным путём карбин и фуллерены.

Алмаз — кристаллическое вещество с атомной координационной кубической решёткой. Каждый атом углерода в алмазе находится в состоянии sp3-гибридизации и образует равноценные прочные связи с четырьмя соседними атомами углерода. Это обуславливает исключительную твёрдость алмаза и отсутствие в обычных условиях электропроводности.

В графите атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. Атомы углерода объединены в бесконечные слои из шестичленных колец, стабилизированные ω-связью, делокализованные в пределах всего слоя. Этим объясняется металлический блеск и электрическая проводимость графита. Углеродные слои объединены в кристаллическую решётку в основном за счёт межмолекулярных сил. Прочность химических связей в плоскости макромолекулы значительно больше, чем между слоями, поэтому графит довольно мягок, легко расслаивается и химически несколько активнее алмаза.

В состав древесного угля, сажи и кокса входят очень мелкие кристаллы графита с очень большой поверхностью, которые называют аморфным углеродом.

В карбине атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Его кристаллическая решётка построена из прямолинейных цепочек двух видов:

Карбин представляет собой порошок чёрного цвета с плотностью 1,9—2,0 г/см3, является полупроводником.

Аллотропные модификации углерода могут переходить друг в друга при определённых условиях. Так, при нагревании без доступа воздуха при температуре 1750 °С алмаз переходит в графит.

В нормальных условиях углерод весьма инертен, однако при высоких температурах он вступает в реакции с различными веществами, причём самой реакционноспособной формой является аморфный углерод, менее активен графит, а самый инертный — алмаз.

Реакции, характерные для углерода:

Углерод устойчив к действию кислот и щелочей. Только горячие концентрированные азотная и серная кислоты могут окислить его до оксида углерода (IV):

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов. При этом в зависимости от природы металла образуются либо чистые металлы (оксиды железа, кадмия, меди, свинца), либо соответствующие карбиды (оксиды кальция, ванадия, тантала), например:

Углерод образует два оксида: CO и CO₂.

Оксид углерода (II) CO (угарный газ) представляет собой бесцветный газ без запаха, плохо растворимый в воде. Это соединение является сильным восстановителем. Он горит на воздухе с выделением большого количества теплоты, благодаря чему CO является хорошим газообразным топливом.

Оксид углерода (II) восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Оксид углерода (II) является несолеобразующим оксидом, с водой и щелочами он не реагирует.

Оксид углерода (IV) CO₂ (углекислый газ) представляет собой бесцветный, без запаха, негорючий газ, малорастворимый в воде. В технике его обычно получают термическим разложением CaCO₃, а в лабораторной практике — действием на CaCO₃ соляной кислоты:

Оксид углерода (IV) является кислотным оксидом. Его характерные химические свойства:

Оксиду углерода (IV) соответствует очень слабая двухосновная угольная кислота H₂CO₃, которая не существует в чистом виде. Она образует два ряда солей: средние — карбонаты, например карбонат кальция CaCO₃, и кислые — гидрокарбонаты, например Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция.

Карбонаты переходят в гидрокарбонаты под действием избытка углекислого газа в водной среде:

Гидрокарбонат кальция превращается в карбонат под действием гидроксида кальция:

Гидрокарбонаты и карбонаты разлагаются при нагревании:

Химические свойства

Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.

Вещество	Реакция	Особенности	Уравнение
Фосфор	С O2	При избытке O2 образует оксид фосфора (V)	– 4P + 5O2 → 2P2O5; – 4P + 3O2 → 2P2O3
С металлом	Является окислителем	3Mg + 2P → Mg3P2
С галогенами и неметаллами	Не реагирует с водородом	2P + 3S → P2S3
С Н2О		8Р + 12Н2О → 5РН3 + 3Н3РО2
С кислотами		2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Со щелочами		P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2
РН3	С O2	Воспламеняется на воздухе	РН3 + 2O2 → H3PO4
С галогенами и неметаллами		РН3 + 2I2 + 2H2O → H(PH2O2) + 4HI
С кислотами	Проявляет свойства восстановителя	РН3 + 3H2SO4 → H2(PHO2) + 3SO2 + 3H2O
H3PO4	С металлами	С активными металлами
С Н2О	Подвергается диссоциации	H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4–
Со щелочами	Образует кислые или щелочные фосфаты	H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
С оксидами		2H3PO4 + 3K2O → 2K3PO4 + 3H2O
С солями
С аммиаком		H3PO4 + 3NH3 → (NH4)3PO4
P2O3	С галогенами и неметаллами		– 2P2O3 + 6Cl2 → 4PCl3O + O2; – 2P2O3 + 9S → P4S6 + 3SO2
С Н2О	Медленно реагирует с холодной водой и быстро – с горячей	P2O3 + 3H2O → 2H3PO3
Со щелочами		P2O3 + 4NaOH → 2Na2HPO3 + H2O
P2O5	С Н2О	Реагирует с взрывом	2P2O5 + 6H2O → 4H3PO4
С кислотами	Реакция замещения	4HNO3 + 2P2O5 → 4HPO3 + 2N2O5
Фосфиды	С Н2О	Образуют гидроксиды металлов и фосфин	Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3
С кислотами	Реакция замещения	Ca3P2 + 6HCl → 3CaCl2 + 2PH3

При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P₂O₃ образует красный фосфор, а P₂O₅ – оксид фосфора (III) и кислород.

Рис. 3. Красный фосфор.