P2o5 что это

Фосфорный ангидрид

Фосфорный ангидрид

Оксид фосфора(V)
Общие
Систематическое наименование	Оксид фосфора(V)
Химическая формула	P2O5
Отн. молек. масса	283.889 а. е. м.
Молярная масса	283.889 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества	2.39 г/см³
Состояние (ст. усл.)	белый порошок
Термические свойства
Температура плавления	420 о С(Н-форма),569 (О-форма) °C
Температура кипения	возгоняется при 359 (Н-форма) °C
Энтальпия (ст. усл.)	-3010,1 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	реагирует г/100 мл
Классификация
номер CAS	[1314-56-3] (P2O5) [16752-60-6] (P4O10)

Пентаокс́ид фосфора (фо́сфорный ангидрид, пятиокись фосфора, оксид (V) фосфора — P₂O₅, кислотный оксид.

Содержание

Строение

Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру, также построенную из тетраэдров PO₄, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О’-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (

580 о С) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300-360 о C.

Свойства

P₄O₁₀ очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Оксид фосфора (V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

При сплавлении P₄O₁₀ с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Получение

Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P₄O₁₀ и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.

Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P₄O₁₀.

Применение

P₄O₁₀ применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной киcлоты H₃PO₄ термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Литература

Полезное

Смотреть что такое «Фосфорный ангидрид» в других словарях:

ФОСФОРНЫЙ АНГИДРИД — (р2о5) оксид фосфора V (см.); белый порошок, очень гигроскопичен, с водой образует фосфорные (см.); используется как сильный осушитель газов и жидкостей. При попадании на кожу и попытке смыть его водой гарантирован сильный термохим. ожог. При… … Большая политехническая энциклопедия

фосфорный ангидрид — fosforo(V) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₅ atitikmenys: angl. phosphorus pentoxide; phosphorus(V) oxide rus. фосфора пентоксид; фосфора пятиокись; фосфора(V) оксид; фосфорный ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo pentoksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Фосфорный ангидрид — пяти окись фосфора, оксид фосфора (V) P4O10 (P2O5), ангидрид фосфорных кислот. См. Фосфора окислы … Большая советская энциклопедия

фосфорный ангидрид — пятиокись фосфора … Cловарь химических синонимов I

Ангидрид — Ангидриды в неорганической химии солеобразующие оксиды, проявляющие кислотные свойства (см. Кислотные оксиды). Ангидриды в органической химии соединения, состоящие из двух кислотных остатков (например, карбоновых или фосфиновых… … Википедия

Фосфористый ангидрид фосфорноватая окись фосфорный ангидрид — см. Фосфор … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Ангидрид — (от греч. an отрицательная частица и hýdōr вода) химическое соединение какого либо, элемента с кислородом, которое можно получить, отнимая воду от соответствующей кислоты. Известны А. как неорганических, так и органических кислот. А.… … Большая советская энциклопедия

Фосфористый ангидрид — фосфорноватая окись, фосфорный ангидрид см. Фосфор … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

пятиокись фосфора — фосфорный ангидрид … Cловарь химических синонимов I

ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА — фосфорный ангидрид, пятиокись фосфора (химическое обозначение Р2О5), белый порошок, жадно поглощающий воду, получается при горении фосфора. По содержанию фосфорного ангидрида в фосфорных удобрениях рассчитывается количество их на 1 га при… … Сельскохозяйственный словарь-справочник

Источник

Оксид фосфора(V)

Оксид фосфора(V)
Общие
Систематическое наименование	Оксид фосфора(V)
Химическая формула	P4O10
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	белый порошок
Отн. молек. масса	283.889 а. е. м.
Молярная масса	283.889 г/моль
Плотность	2.39 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	420 о С(Н-форма),569 (О-форма) °C
Температура кипения	возгоняется при 359 (Н-форма) °C
Энтальпия образования (ст. усл.)	-3010,1 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	реагирует г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[1314-56-3] (P2O5) [16752-60-6] (P4O10)

Пентаокс́ид фосфора (фо́сфорный ангидрид, пятиокись фосфора, оксид фосфора(V)) — P₂O₅, кислотный оксид.

Содержание

Строение

Пары оксида фосфора(V) имеют состав P₄O₁₀. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма (а = 0,744 нм, = 87°, пространств, гр. R3С) и орторомбическая О-форма (а = 0,923 нм, b — 0,718 нм, с = 0,494 нм, пространств, гр. Рпат), а также одна стабильная орторомбическая О-форма (а =1,63 нм, b= 0,814 нм, с =0,526 нм, пространств. гр. Fdd2). Молекулы P₂O₅ (Н-форма) построены из 4 групп PO₄ в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгоняется (360 о С) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO₄, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О’-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (

580 о С) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360 о C.

Свойства

P₄O₁₀ очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH₃ и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

При сплавлении P₄O₁₀ с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Получение

Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P₄O₁₀ и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.

Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P₄O₁₀.

Применение

P₄O₁₀ применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H₃PO₄ термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Литература

Полезное

Смотреть что такое «Оксид фосфора(V)» в других словарях:

Оксид фосфора — Оксид фосфора: Оксид фосфора(III) Оксид фосфора(V) … Википедия

Оксид фосфора(III) — Оксид фосфора(III) … Википедия

Фосфора оксиды — Известны следующие оксиды фосфора: Название Формула Температура плавления Температура кипения Оксид фосфора(III) P2O3 (P4O6) 23.8 °C 173.5 °C Оксид фосфора(V) P2O5 (P4O10) 569 °C 591 °C … Википедия

Оксид углерода(II) — Оксид углерода(II) … Википедия

фосфора(V) оксид — fosforo(V) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₅ atitikmenys: angl. phosphorus pentoxide; phosphorus(V) oxide rus. фосфора пентоксид; фосфора пятиокись; фосфора(V) оксид; фосфорный ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo pentoksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

фосфора(III) оксид — fosforo(III) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₃ atitikmenys: angl. phosphorus trioxide; phosphorus(III) oxide rus. фосфора трехокись; фосфора(III) оксид; фосфористый ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo trioksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

фосфора пентоксид — fosforo(V) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₅ atitikmenys: angl. phosphorus pentoxide; phosphorus(V) oxide rus. фосфора пентоксид; фосфора пятиокись; фосфора(V) оксид; фосфорный ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo pentoksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

фосфора пятиокись — fosforo(V) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₅ atitikmenys: angl. phosphorus pentoxide; phosphorus(V) oxide rus. фосфора пентоксид; фосфора пятиокись; фосфора(V) оксид; фосфорный ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo pentoksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Оксид углерода (II) — Монооксид углерода Общие Систематическое наименование Монооксид углерода Химическая формула … Википедия

фосфора трехокись — fosforo(III) oksidas statusas T sritis chemija formulė P₂O₃ atitikmenys: angl. phosphorus trioxide; phosphorus(III) oxide rus. фосфора трехокись; фосфора(III) оксид; фосфористый ангидрид ryšiai: sinonimas – difosforo trioksidas … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Источник

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) [P₂O₅] – соединение фосфора с кислородом, существует в виде димера P₄O₁₀ (декаоксид тетрафосфора). Наиболее употребима формула состава P₂O₅ (пентаоксид фосфора).

Устаревшее название – фосфорный ангидрид. Является действующим веществом всех фосфорсодержащих удобрений

Традиционно содержание Фосфора в удбрениях выражают содержанием Оксида фосфора.

Все свойства Фосфора, как питательного элемента описаны в статье Фосфор.

Химические и физические свойства

Оксид фосфора – бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах. [1]

Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH₃) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты. [3]

Трехмерная модель молекулы

Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H₃PO₄, но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот. [4]

Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора. [2]

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P₂O₅ для растений. [4]

Поглощение пентаоксида фосфора растениями

Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора – это соли ортофосфорнонй кислоты H₃PO₄. Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

Гидролиз пирофосфата натрия:

Гидролиз триполифосфата натрия:

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений. [4]

Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

В некоторых случаях требуется рассчитать процентное содержание фосфора в удобрении, если дано содержание по P₂O₅. Расчет производится по формуле:

y = x,% × 30,974 (молярная масса P) × 2 / 30,974 (молярная масса P) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

х – содержание P₂O₅ в удобрении, %;

y – содержание P в удобрении, %

y = x, % × 0,43643

в удобрении содержится 40% оксида фосфора

для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P₂O₅ – 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

Источник

P2o5 что это

I. Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р₂О₅ — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Химические свойства: Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄:

II. Ортофосфорная кислота

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н₃РO₄

Строение молекулы: В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

Физические свойства: Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение:

1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

Химические свойства:

Свойства, общие с другими кислотами

Специфические свойства

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

HPO₄ 2- ↔ H + + PO₄ 3- (ортофосфат-ион)

2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н₂):

3. Взаимодействует с основными оксидами:

4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)_n:

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли:

6. Реагирует с солями слабых кислот:

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

Применение:

В основном для производства минеральных удобрений.

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

III. Минеральные удобрения

Минеральные удобрения — неорганические соединения, содержащие необходимые для растений элементы питания.

В почвах обычно имеются все необходимые растению питательные элементы. Но часто отдельных элементов бывает недостаточно для удовлетворительного роста растений. На песчаных почвах растения нередко испытывают недостаток магния, на торфяных почвах – молибдена, на черноземах – марганца и т. п. Применениеминеральных удобрений – один из основных приемов интенсивного земледелия. С помощью минеральных удобренийможно резко повысить урожаи любых культур на уже освоенных площадях без дополнительных затрат на обработку новых земель. Для внесения минеральных удобрений используются туковые сеялки.

Установлено, что в состав растений входит около 70 элементов. Некоторые из них – макроэлементы – необходимы растениям в больших количествах; другие же – микроэлементы – требуются в незначительных количествах.

1. Макроэлементы – углерод, кислород, водород, азот, фосфор, сера, магний, калий, кальций.

Тир важнейших элемента – азот, фосфор и калий – необходимы растениям в больших количествах. Поэтому удобрения, содержащие эти элементы, получают в промышленных масштабах.

При недостатке азота задерживается образование зелёной массы, растения плохо растут, их листья желтеют. Азотные удобрения необходимы растениям в весенний период.

Фосфор необходим при росте и развитии репродуктивных органов растений (цветков, плодов).

Калий ускоряет процесс фотосинтеза и содействует накоплению углеводов (сахара – в сахарной свекле, крахмала в картофеле). У злаковых он способствует укреплению стебля и тем самым устраняет их полегание.

Железо, марганец, бор и другие микроэлементы играют определённую роль в жизни растений. Так, например, при наличии микроэлемента бора растения лучше усваивают азот, фосфор, и калий.Медь, марганец и цинк ускоряют окислительно-восстановительные процессы и тем самым способствуют росту растений. Железо участвует в синтезе хлорофилла.

Минеральные удобрения содержат питательные вещества в виде различных минеральных солей. В зависимости от того, какие питательные элементы содержатся в них, минеральные удобренияподразделяют на простые и комплексные.

1) Простые минеральные удобрения содержат один какой-либо элемент питания (P,K, N). К ним относятся фосфорные, азотные, калийные и микроудобрения.

2) Комплексные минеральные удобрения содержат одновременно два или более основных питательных элемента.

IV. Тренажеры

V. Закрепление

Задание №1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na₂O
2. NaOH
3. H₂O при нагревании
4. H₂O без нагревания
Для 2 реакции запишите полное и краткое ионное уравнение.

Задание №2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
1. калием
2. оксидом калия
3. гидроксидом калия
4. сульфитом калия

Задание №4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме самостоятельно.

Источник

Оксид фосфора (V), свойства, получение, химические реакции

Оксид фосфора (V), свойства, получение, химические реакции.

Оксид фосфора (V) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу P₄O₁₀ и P₂O₅.

Краткая характеристика оксида фосфора (V). Формула оксида фосфора (V) :

Оксид фосфора (V) – неорганическое вещество белого цвета.

Оксид фосфора (V) содержит четыре атома фосфора и десять атомов кислорода.

Химическая формула оксида фосфора (V) P₄O₁₀ и P₂O₅. Для простоты записи используют последнюю формулу.

В воде не растворяется, а взаимодействует с ней, образуя кислоты.

Модификации оксида фосфора (V):

Твердый оксид фосфора (V) склонен к полиморфизму. Существуют три формы-модификации оксида фосфора (V): H, O`, O и G формы-модификации.

H-форма переходит в O-форму при 300-360 °C (процесс заканчивается при 378 °C).

Источник

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора
Систематическое наименование	Оксид фосфора (V)
Хим. формула	P2O5
Состояние	белый порошок
Молярная масса	141,94 г/моль
Плотность	2.39 г/см³
Т. плав.	420 о С(Н-форма),569 (О-форма)
Т. кип.	возгоняется при 359 (Н-форма) °C
Энтальпия образования	-3010,1 кДж/моль
Растворимость в воде	реагирует
Рег. номер CAS	[1314-56-3] (P2O5) [16752-60-6] (P4O10)
PubChem	14812
SMILES
RTECS	TH3945000
ChEBI	37376
ChemSpider	14128 и 21428497
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Пентаоксид фосфора, также оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид, пятиокись фосфора) — неорганическое химическое соединение класса кислотных оксидов с формулами P₄O₁₀ и P₂O₅

Содержание

Строение

Пары оксида фосфора(V) имеют состав P₄O₁₀. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма (а = 0,744 нм, = 87°, пространств, гр. R3С) и орторомбическая О-форма (а = 0,923 нм, b = 0,718 нм, с = 0,494 нм, пространств, гр. Рпат), а также одна стабильная орторомбическая О-форма (а =1,63 нм, b= 0,814 нм, с =0,526 нм, пространств. гр. Fdd2). Молекулы P₄O₁₀ (Н-форма) построены из 4 групп PO₄ в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгоняется (360°С) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO₄, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О’-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (

580°С) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360 о C.

Свойства

P₄O₁₀ очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

При сильном нагревании распадается на:

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH₃ и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

При сплавлении P₄O₁₀ с основными оксидами образует различные твёрдые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Получение

Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода или воздуха. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P₄O₁₀ и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.

Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P₄O₁₀.

Применение

P₄O₁₀ применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H₃PO₄ термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Источник

Оксид фосфора (V): получение и свойства

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.

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.

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

Источник

Фосфор

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Природные соединения

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до P₂.

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

Фосфорные кислоты

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Оксид фосфора (V). Ортофосфорная кислота.

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р 2О 5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H 3PO 4:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 (t˚C)

При нагревании H 3PO 4 можно получить пирофосфорную кислоту H 4P 2O 7:

2H 3 PO 4 = H 2 O + H 4 P 2 O 7 (t˚C)

Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид:

3CaO + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4 ) 2 ,

3Ca(OH) 2 + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O.

Источник

Элементы VА группы. Фосфор

На этой странице вы узнаете

Фосфор был открыт в результате поисков философского камня. Хотели получить золото и бессмертие, а вместо этого обнаружили элемент, который светится зеленым цветом в темноте. Чем ещё отличается фосфор — расскажем в статье.

Общая характеристика

Конфигурация его внешнего слоя такая же, как и у азота. Но фосфор имеет на этом слое полностью свободный d-подуровень, куда в случае возбуждения атома может переехать его электрон.

Таким образом, благодаря наличию в возбужденном состоянии пяти неспаренных электронов, фосфор может максимально образовывать в соединениях пять химических связей.

В отличие от азота, у фосфора максимальная валентность (V) и высшая степень окисления (+5) численно совпадают.

Какие степени окисления фосфора возможны?

Физические свойства

Фосфор как простое вещество, аналогично углероду, имеет несколько аллотропных модификаций.

О трех фосфорных братах

Можно запомнить основные свойства по “характерам” модификаций:

Химические свойства

Фосфор имеет низкое значение электроотрицательности. Это значит, что фосфор проявляет ярко выраженные восстановительные свойства. Онплохо притягивает к себе электроны, поэтому у него их легко отобрать.

При избытке окислителя или воздействии такого сильного окислителя, как F₂, фосфор переходит в степень окисления +5. При недостатке окислителя или воздействии такого слабого окислителя, как I₂, фосфор переходит только в степень окисления +3.

Как и многие бинарные соединения, галогениды фосфора способны гидролизоваться в различных средах (нейтральной, щелочной, кислой). Эти реакции мы, как и всегда, пишем по принципу «притяни плюс к минусу».

Фосфиды металлов также подвергаются гидролизу в разных средах.

В результате протекания этих реакций образуется ядовитый газ с неприятным запахом чеснока (или тухлой рыбы) — фосфин PH₃. Он проявляет очень слабые основные свойства.

Фосфор — один из тех неметаллов, который способен взаимодействовать со щелочами (выражение для запоминания — «LiPSSi Ha»). Так как щёлочь не проявляет выраженных окислительных или восстановительных свойств, фосфору в этой реакции приходится отдуваться за двоих: играть роль как окислителя, так и восстановителя.

Из-за низкой электроотрицательности фосфор является типичным восстановителем («жертвой»). Поэтому он способен взаимодействовать с окислителями. В ОВР он в подавляющем большинстве случаев как восстановитель повышает свою степень окисления до +5. Она является крайне устойчивой для него. Из-за этого соединения фосфора (V) не являются типичными окислителями, потому что фосфор не хочет уходить из любимой степени окисления.

Получение фосфора

В промышленности главным способом получения фосфора является спекание фосфорита (ортофосфата кальция) с диоксидом кремния и коксом. Для чего это делают?

Оксид фосфора (III) P₂O₃ и фосфористая кислота H₃PO₃

Оксид фосфора (III) — типичный кислотный оксид. Это значит, он способен реагировать с водой с образованием соответствующей кислоты и вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами.

За счет степени окисления +3 оксид фосфора (III) проявляет восстановительные свойства, повышая в реакциях степень окисления до +5.

Как типичный кислотный оксид, P₂O₃ способен взаимодействовать с водой с образованием соответствующего гидроксида (кислоты).

Тут все очень просто! P₂O₃ — кислотный оксид, он проявляет кислотные свойства. Значит, он способен вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами — с образованием солей.

Оксид фосфора (V) P₂O₅

Оксид фосфора (V) P₂O₅ как типичный кислотный оксид будет реагировать с водой и вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами. Также как условно «сильный» оксид он способен вытеснять условно «слабые» из их солей при сплавлении.

При взаимодействии с водой оксид фосфора (V) образует соответствующий гидроксид — ортофосфорную кислоту.

Происходят с основаниями и основными оксидами. При этом образуются соли.

В отношении реакций вытеснения P₂O₅ — это условно «сильный» оксид. Он способен вытеснять условно «слабые» (CO₂ и SO₂) из их солей при сплавлении (t).

Это вещество обладает крайне сильными дегидратирующими свойствами: оно активно осушает что?, отбирает воду. Он настолько жаден до воды, что может её отобрать даже у безводных кислородсодержащих летучих кислот.

Ортофосфорная кислота H₃PO₄ и ортофосфаты

Ортофосфорная кислота — ничем не примечательная слабая кислота.

Как и все кислоты, она обладает кислотными свойствами. Она способна вступать в основно-кислотные взаимодействия с веществами, проявляющими основные свойства.

Опять же как и другие кислоты, она является электролитом. Это значит, она может распадаться на ионы и обмениваться ими с другими электролитами, то есть вступать в реакции ионного обмена.

Фактчек

Проверь себя

Задание 1.
Количество электронов на внешнем энергетическом уровне атома фосфора равно:

Задание 2.
Какой аллотропной модификации фосфора не существует?

Задание 3.
Фосфин можно получить реакцией:

Задание 4.
Фосфористая кислота H₃PO₃ является:

Ответы: 1. — 3; 2. — 2; 3. — 4; 4. — 2.

Источник

Оксид фосфора P₂O₅(V)

Фосфор является очень «плодовитым» элементом, образуя много разнообразных оксидов и кислот.

Самым устойчивым является оксид фосфора P₂O₅(V), который называется фосфорным ангидридом.

Физические свойства фосфорного ангидрида:

В узлах кристаллической модификации расположены, соединенные попарно, молекулы P₂O₅.

Химические свойства P₂O₅(V)

Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом, активно взаимодействует с водой, с образованием фосфорных кислот:
P₂O₅+H₂O = 2HPO₃ (метафосфорная к-та)
P₂O₅+2H₂O = H₄P₂O₇ (пирофосфорная к-та)
P₂O₅+3H₂O = 2H₃PO₄ (ортофосфорная к-та)

В реакциях со щелочами кислотный оксид P₂O₅(V) образует, как средние, так и кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов:
P₂O₅+4NaOH = 2Na₂HPO₄+H₂O
P₂O₅+2NaOH+H₂O = 2NaH₂PO₄

Поскольку фосфорный ангидрид является водоотнимающим средством, он применяется для получения других оксидов из их кислот:
P₂O₅+2HNO₃ = 2HPO₃+N₂O₅

Несмотря на то, что в фосфорном ангидриде фосфор имеет максимально возможную степень окисления (+5), оксид фосфора P₂O₅(V) не обладает выраженными окислительными свойствами, что объясняется тем, что +5 является крайне неустойчивой степенью окисления для фосфора.

Получают P₂O₅(V) при горении фосфора в избытке кислорода:
4P+5O₂ = 2P₂O₅

Выше уже было сказано, что фосфорный ангидрид является хорошим водопоглотителем, что позволяет его использовать в качестве осушителя разнообразных веществ (в эксикаторах), при проведении реакций дегидратации и проч.

Оксид фосфора P₂O₃(III)

P₂O₃(III) реагирует с основаниями и основными оксидами с образованием фосфитов (солей фосфористой кислоты):
P₂O₃+4NaOH = 2Na₂HPO₃+H₂O

Получают оксид фосфора P₂O₃(III) окислением фосфора при недостатке кислорода:
4P+3O₂ = 2P₂O₃

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Acetyl

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Внимание, если вы не нашли в базе сайта нужную реакцию, вы можете добавить ее самостоятельно.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Эти параметры действуют только для верхнего изображения вещества и не применяются в реакциях.

Корректная работа сайта обеспечена на всех браузерах, кроме Internet Explorer.

Если вы пользуетесь Internet Explorer, смените браузер.

На сайте есть сноски двух типов:

Источник

Урок №37. Оксид фосфора (V). Фосфорная кислота и её соли. Фосфорные удобрения

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства:

Оксид фосфора (V) Р 2 О 5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение:

Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O 2 = t, °C = 2P 2 O 5

Применение:

Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Химические свойства:

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.

P 2 O 5 + H 2 O = холод = HPO 3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4 :

P 2 O 5 + 3H 2 O = t, °C = 2H 3 PO 4

При нагревании H 3 PO 4 можно получить пирофосфорную кислоту H 4 P 2 O 7 :

2H 3 PO 4 = t, °C = H 2 O + H 4 P 2 O 7

Ортофосфорная кислота

Строение молекулы:

В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

Физические свойства:

Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение:

1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:

P 2 O 5 + 3H 2 O = t, °C = 2H 3 PO 4

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

Сa 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = t, °C = 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

Химические свойства:

Свойства, общие с другими кислотами

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- (ортофосфат-ион)

2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н 2 ):

металл+ H 3 PO 4 =соль+Н 2 ↑

3. Взаимодействует с основными оксидами:

оксид металла + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О

основание + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H 3 PO 4(изб) + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O или

H 3 PO 4(изб) + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли:

6. Реагирует с солями слабых кислот:

2H 3 PO 4 +3Na 2 CO 3 = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O + 3CO 2 ↑

Специфические свойства

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

2H 3 PO 4 = t, °C =H 2 O + H 4 P 2 O 7

H 4 P 2 O 7 = t, °C = H 2 O + 2HPO 3

2. Качественная реакция на фосфат-ионы

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок :

Н 3 РО 4 + 3AgNO 3 = Ag 3 PO 4 ↓+ 3HNO 3

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений.

Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

Применение:

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

Фосфорные удобрения

Фосфор – элемент важнейшего органического соединения для любого организма аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ. Эта кислота служит аккумулятором энергии в живой клетке. Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот – ДНК и РНК, а без них невозможно хранение и воспроизведение генетической информации, содержащейся в клетке. Фосфор принимает активное участие в восстановлении и и распаде углеводов, оказывая большое влияние на рост растения, его цветение и плодоношение.

Растения усваивают фосфор из почвы главным образом в виде фосфат – иона (РО 4 3- ). Как известно, фосфорная кислота образует три типа солей: орто-, гидро- и дигидрофосфаты. Для усвоения растением удобрение должно быть растворимо в воде, из средних фосфатов растворимы только соли щелочных металлов, гидрофосфаты растворимы лучше, зато дигидрофосфаты растворимы все без исключения.

Однако, и нерастворимая фосфоритная мука Са 3 (РО 4 ) 2 и труднорастворимый преципитат СаНРО 4 прекрасно усваиваются некоторыми культурами (люпин, горох, горчица, гречиха…). Дело в том, что корневые волоски этих растений выделяют органические кислоты, растворяющие неподатливые в воде соли.

Са 3 (РО 4 ) 2 + 4Н 3 РО 4 + 3Н 2 О = 3Са(Н 2 РО 4 ) 2 ∙Н 2 О

СаСО 3 + 2Н 3 РО 4 = Са(Н 2 РО 4 ) 2 ∙Н 2 О + СО 2

2Н 3 РО 4 + Са(ОН) 2 = Са(Н 2 РО 4 ) 2 + 2Н 2 О

Са(Н 2 РО 4 ) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаНРО 4 + 2Н 2 О

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с

3. H 2 O при нагревании

4. H 2 O без нагревания

Для 2 реакции запишите полное и краткое ионное уравнение.

№2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:

2. оксидом калия

3. гидроксидом калия

4. сульфитом калия

№3. Осуществите превращения по схеме:

№4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором?

Источник

Химические свойства оксида фосфора 5 и его применение

Оксид фосфора (V) — что это такое

Оксид фосфора (V) является кислотным оксидом. Представляет собой кристаллическое вещество белого цвета молекулярного строения.

Химическая формула оксида фосфора (V):

P 4 O 10 и P 2 O 5

Структурные модификации оксида фосфора (V):

Характеристика модификаций оксида фосфора (V) с разным строением:

Химические и физические свойства

Список физических свойств оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) относят к группе кислотных оксидов неметаллов. К примеру, оксид кремния (IV) и оксид серы (VI) также являются кислотными оксидами.

Взаимодействие оксида фосфора (V) с белым фосфором можно описать с помощью уравнения:

3 P 4 O 10 + 2 P 4 → 5 P 4 O 6 ( t = 50 ° C )

Результатом реакции является образование оксида фосфора (III).

При соединении оксида фосфора (V) с натрием образуются соли метафосфат натрия N a P O 3 и фосфид натрия N a 3 P :

Химическая реакция оксида фосфора (V) и лития приводит к образованию солей в виде метафосфата лития L i P O 3 и фосфида лития L i 3 P :

При контакте оксида фосфора (V) со фтором образуются оксид-трифторид фосфора(V) и кислород:

P 4 O 10 + 6 F 2 → 4 P O F 3 + 3 O 2 ( t = 100 ° C )

Химическая реакция оксида фосфора (V) и воды протекает таким образом:

P 4 O 10 + 6 H 2 O → 4 H 3 P O 4 или P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 P O 4

P 4 O 10 + 2 H 2 O → 4 H P O 3 или P 2 O 5 + H 2 O → 2 H P O 3

Взаимодействие оксида фосфора (V) с оксидом кальция приводит к образованию солей:

C a O + P 2 O 5 → C a ( P O 3 ) 2

2 C a O + P 2 O 5 → C a 2 P 2 O 7

3 C a O + P 2 O 5 → C a 3 ( P O 4 ) 2 ( t ° )

Взаимодействие оксида фосфора (V) с оксидом натрия приводит к образованию соли в виде ортофосфата натрия:

3 N a 2 O + P 2 O 5 → 2 N a 3 P O 4

Реакция оксида фосфора (V) и оксида бора является процессом образования фосфата бора:

2 B 2 O 3 + P 4 O 10 → 4 B P O 4 ( t ° )

В процессе реакции оксида фосфора (V) и гидроксида натрия образуются соль ортофосфат натрия и вода:

P 4 O 10 + 12 N a O H → 4 N a 3 P O 4 + 6 H 2 O или P 2 O 5 + 6 N a O H → 2 N a 3 P O 4 + 3 H 2 O

Оксид фосфора (V) вступает в реакцию с плавиковой кислотой, что приводит к образованию оксида-трифторида фосфора и метафосфорной кислоты:

Оксид фосфора (V) реагирует с бромоводородом, что в результате позволяет получить оксид-трибромид фосфора и метафосфорную кислоту:

P 4 O 10 + 3 H B r → P O B r 3 + 3 H P O 3 ( t = 200 ° C )

Взаимодействие оксида фосфора (V) с азотной кислотой с образованием оксида азота и метафосфорной кислоты:

4 H N O 3 + P 4 O 10 → 2 N 2 O 5 + 4 H P O 3 или 2 H N O 3 + P 2 O 5 → N 2 O 5 + 2 H P O 3 ( t = – 10 ° C )

Оксид фосфора (V) взаимодействует с ортофосфорной кислотой, что сопровождается образованием дифосфорной (пирофосфорной) кислоты:

Взаимодействие оксида фосфора (V) и пероксида водорода с образованием дипероксодиоксофосфата водорода и воды:

P 4 O 10 + 8 H 2 O 2 → 4 H 3 P O 2 ( O 2 ) 2 + 2 H 2 O ( t = – 20 ° C )

В процессе реакции оксида фосфора (V) с амидами они превращаются в нитрилы. При взаимодействии вещества со спиртами, эфирами, фенолами, другими органическими соединениями образуются фосфорорганические соединения.

Получение и использование оксида фосфора (V)

Практическое применение полученного в результате данной химической реакции оксида фосфора (V) заключается в его использовании для осушения газообразных и жидких веществ, в органическом синтезе (как водоотнимающее средство). Соединение активно используют в производстве такой продукции, как:

Другим соединением фосфора является фосфин. Вещество представляет собой ядовитый газ c неприятным запахом, самовоспламеняющийся на воздухе. Фосфин является продуктом разложения органических веществ.

Источник

Оксид фосфора(V) Строение

Химические свойства.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы. Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

PHal3, P2S3), при избытке — соединения фосфора (V) (Р2О5, PHal5,

P2Ss)- Окислительная активность фосфора проявляется при

взаимодействии с металлами. При нагревании в воде и в особенности в

щелочных растворах фосфор диспропорционирует.

В технике фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с

углем и песком в электропечах при 1500° С:

2Са3J(к) + ЮС(к) + 6SiO2(T) = 6CaSiO3(T) + 10СО(г) + Р4(г);

Эта реакция эндотермична, но сопровождается увеличением

энтропии. Температура, при которой она протекает, определяется условием

TAS > АН. При конденсации выделяющихся паров образуется белый

фосфор, который длительным нагреванием при 280—340°С переводят в

красный. Основная масса красного фосфора используется в спичечном,

33.

Оксид фосфора(V) Строение

Пары оксида фосфора(V) имеют состав P₄O₁₀. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма (а = 0,744 нм, = 87°, пространств, гр. R3С) и орторомбическая О-форма (а = 0,923 нм, b — 0,718 нм, с = 0,494 нм, пространств, гр. Рпат), а также одна стабильная орторомбическая О-форма (а =1,63 нм, b= 0,814 нм, с =0,526 нм, пространств. гр. Fdd2). Молекулы P₂O₅ (Н-форма) построены из 4 групп PO₄ в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгоняется (360 о С) и активно взаимодействует с водой. Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO₄, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О’-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (

580 о С) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360 о C.

A. Свойства

P₄O₁₀ очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

При сплавлении P₄O₁₀ с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Сульфид фосфора ( V) P2Ss подобно P2Os существует в виде нескольких модификаций.

34. Ортофо́сфорная кислота́ (фо́сфорная кислота́) [1] — неорганическая кислота с химической формулой H₃PO₄, которая при стандартных условияхпредставляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы.

При температуре выше 213 °C она превращается в пирофосфорную кислоту H₄P₂O₇. Очень хорошо растворима в воде. Обычно ортофосфорной (или просто фосфорной) кислотой называют 85 % водный раствор (бесцветная сиропообразная жидкость без запаха). Растворима также в этаноле и других растворителях.

A. Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфорита:

Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора:

Или взаимодействием с водой оксида фосфора(V), полученного сжиганием фосфора в кислороде:

С водой реакция идет очень бурно, поэтому оксид фосфора(V) обрабатывают нагретым до 200 °C концентрированным раствором ортофосфорнойкислоты.

Расплавленная ортофосфорная кислота и ее концентрированные растворы обладают большой вязкостью, что обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей.

H₃PO₄ — трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например HClO₄, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности — образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)₄]·(ClO₄).

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Качественной реакцией на ион РО₄ 3− является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

Дифосфорная кислота — неорганическое соединение, четырёхосновная кислородсодержащая кислота с формулой H₄P₂O₇, бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Источник

Оксид фосфора (V)

Традиционно содержание Фосфора в удбрениях выражают содержанием Оксида фосфора.

Все свойства Фосфора, как питательного элемента описаны в статье Фосфор.

Химические и физические свойства

Оксид фосфора – бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах.

Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH₃) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты.

Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H₃PO₄, но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот.

Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора.

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH₄, Na, K) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H₂PO₄)₂ и Mg(H₂PO₄)₂) растворимы в воде.

Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P₂O₅ для растений.

Поглощение пентаоксида фосфора растениями

Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора – это соли ортофосфорнонй кислоты H₃PO₄. Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

Гидролиз пирофосфата натрия:

Гидролиз триполифосфата натрия:

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений.

Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

В некоторых случаях требуется рассчитать процентное содержание фосфора в удобрении, если дано содержание по P₂O₅. Расчет производится по формуле:

y = x,% × 30,974 (молярная масса P) × 2 / 30,974 (молярная масса P) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

х – содержание P₂O₅ в удобрении, %;

y – содержание P в удобрении, %

y = x, % × 0,43643

в удобрении содержится 40% оксида фосфора

для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P₂O₅ – 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

Источник

Соединения фосфора

Фосфин (PH₃)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH₃ получить нельзя.

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

PH₃ — Проявляет свойства сильного восстановителя.

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН₃:

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р₂О₃ — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Т_пл = 23,5°С

Пары существует в виде димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

Окисление кислородом воздуха:

Окисление галогенами:

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р₂О₅)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной температуре Р₂О₅ — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р₄О₁₀.

Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р₂О₅ проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.

Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

Фосфористая кислота ( H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H₃PO₃ известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н₂[НРО₃]

При комнатной температуре H₃PO₃ – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл = 74°С.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является слабой кислотой.

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н₂РО₃, например: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO₃, например: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н₃РO₄)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н₃РO₄ получают двумя способами:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO₃:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO₃, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При добавлении AgNO₃ к кислотам образуются осадки различного цвета:

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

В отличие от аниона NO₃ — в азотной кислоте, анион РO₄ 3- окисляющим действием не обладает.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Химические свойства фосфатов

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

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.

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.

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.

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:

Способы получения фосфора

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.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются 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.

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.

Серная кислота также окисляет фосфор:

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

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

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.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

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

Химические свойства фосфина

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Фосфиды

Способы получения фосфидов

Фосфор взаимодействует с натрием:

P + 3Na → Na₃P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

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.

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

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.

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.

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:

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.

Химические свойства

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.

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.

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.

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).

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.

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.

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.

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

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

Источник