Размещено 3 года назад по предмету
Химия
от Миланька
какой оксид соответствует фосфорной кислоте?
-
Ответ на вопрос
Ответ на вопрос дан
Paulin13оксид фосфора (V) P2O5.
-
Ответ на вопрос
Ответ на вопрос дан
nastyashevchenko94по элементу, содержащемуся в оксиде и в кислоте , у тебя например оксид фосфора> фосфорная кислота
Не тот ответ на вопрос, который вам нужен?
Найди верный ответ
Самые новые вопросы
Математика — 3 года назад
Сколько здесь прямоугольников
История — 3 года назад
Какое управление было в древнейшем риме? как звали первого и последнего из царей рима?
Литература — 3 года назад
Уроки французского ответе на вопрос : расскажите о герое по следующему примерному плану: 1.почему мальчик оказался в райцентре ? 2.как он чувствовал себя на новом месте? 3.почему он не убежал в деревню? 4.какие отношения сложились у него с товарищами? 5.почему он ввязался в игру за деньги? 6.как характеризуют его отношения с учительницей ? ответе на эти вопросы пожалуйста ! сочините сочинение пожалуйста
Русский язык — 3 года назад
Помогите решить тест по русскому языку тест по русскому языку «местоимение. разряды местоимений» для 6 класса
1. укажите личное местоимение:
1) некто
2) вас
3) ни с кем
4) собой
2. укажите относительное местоимение:
1) кто-либо
2) некоторый
3) кто
4) нам
3. укажите вопросительное местоимение:
1) кем-нибудь
2) кем
3) себе
4) никакой
4. укажите определительное местоимение:
1) наш
2) который
3) некий
4) каждый
5. укажите возвратное местоимение:
1) свой
2) чей
3) сам
4) себя
6. найдите указательное местоимение:
1) твой
2) какой
3) тот
4) их
7. найдите притяжательное местоимение:
1) самый
2) моего
3) иной
4) ничей
8. укажите неопределённое местоимение:
1) весь
2) какой-нибудь
3) любой
4) этот
9. укажите вопросительное местоимение:
1) сколько
2) кое-что
3) она
4) нами
10. в каком варианте ответа выделенное слово является притяжательным местоимением?
1) увидел их
2) её нет дома
3) её тетрадь
4) их не спросили
Русский язык — 3 года назад
Переделай союзное предложение в предложение с бессоюзной связью.
1. океан с гулом ходил за стеной чёрными горами, и вьюга крепко свистала в отяжелевших снастях, а пароход весь дрожал.
2. множество темноватых тучек, с неясно обрисованными краями, расползались по бледно-голубому небу, а довольно крепкий ветер мчался сухой непрерывной струёй, не разгоняя зноя
3. поезд ушёл быстро, и его огни скоро исчезли, а через минуту уже не было слышно шума
Русский язык — 3 года назад
помогите прошу!перепиши предложения, расставляя недостающие знаки препинания. объясни, что соединяет союз и. если в предложении один союз и, то во втором выпадающем списке отметь «прочерк».пример:«я шёл пешком и,/поражённый прелестью природы/, часто останавливался».союз и соединяет однородные члены.ночь уже ложилась на горы (1) и туман сырой (2) и холодный начал бродить по ущельям.союз и соединяет:1) части сложного предложенияоднородные члены,2) однородные членычасти сложного предложения—.поэт — трубач зовущий войско в битву (1) и прежде всех идущий в битву сам (ю. янонис).союз и соединяет:1) части сложного предложенияоднородные члены,2)
Физика — 3 года назад
Вокруг прямого проводника с током (смотри рисунок) существует магнитное поле. определи направление линий этого магнитного поля в точках a и b.обрати внимание, что точки a и b находятся с разных сторон от проводника (точка a — снизу, а точка b — сверху). рисунок ниже выбери и отметь правильный ответ среди предложенных.1. в точке a — «от нас», в точке b — «к нам» 2. в точке a — «к нам», в точке b — «от нас» 3. в обеих точках «от нас»4. в обеих точках «к нам»контрольная работа по физике.прошу,не наугад важно
Информация
Посетители, находящиеся в группе Гости, не могут оставлять комментарии к данной публикации.
Составьте химические формулы кислот, соответствующих оксидам, формулы которых:
N
2
O
3
,
C
O
2
,
P
2
O
5
,
S
i
O
2
,
S
O
2
. Дайте названия всех веществ.
reshalka.com
ГДЗ учебник по химии 8 класс Габриелян. §21. Вопросы и задания. Номер №3
Решение
Оксид | Кислота |
---|---|
N 2 + O 3 − оксид азота (III) |
H + N + O 2 − |
C + O 2 − оксид углерода (IV) |
H 2 + C + O 3 − |
P 2 + O 5 − оксид фосфора (V) |
H 3 + P + O 4 − |
S + O 2 − оксид кремния (IV) |
H 2 + S + O 3 − |
S + O 2 − оксид серы (IV) |
H 2 + S + O 3 − |
Элемент
фосфор образует ряд оксидов, наиболее
важными из них являются оксид фосфора
(III) P2O3
и оксид фосфора (V) P2O5
.
Оксид
фосфора (III), или фосфористый ангидрид
(P2O3)
получают при медленном окислении
фосфора, сжигая его в недостатке
кислорода. Представляет собой воскообразную
кристаллическую белую массу с температурой
плавления 22,5 °C. Ядовит.
Химические
свойства:
1) вступает
в реакцию с холодной водой, образуя при
этом фосфористую кислоту H3PO3;
2) взаимодействуя
с щелочами, образует соли – фосфиты;
3) является
сильным восстановителем.
Взаимодействуя
с кислородом, окисляется до оксида
фосфора (V) P2O5.
Оксид
фосфора (V), или фосфорный ангидрид (P2O5)
получают при горении фосфора на воздухе
или в кислороде. Представляет собой
белый кристаллический порошок, с
температурой плавления 36 °C.
Химические
свойства:
1) взаимодействуя
с водой, образует орто-фосфорную кислоту
H3PO4;
2) имея
свойства кислотного оксида, вступает
в реакции с основными оксидами и
гидроксидами;
3) способен
к поглощению паров воды.
Фосфорные
кислоты.
Фосфорному
ангидриду соответствует несколько
кислот. Главная из них – ортофосфорная
кислота H3PO4
. Фосфорная кислота обезвоженная
представлена в виде бесцветных прозрачных
кристаллов, имеющих температуру плавления
42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.
Образует
три вида солей:
1) средние
соли – ортофосфаты;
2) кислые
соли с одним атомом водорода;
3) кислые
соли с двумя атомами водорода.
Получение
фосфорной кислоты:
1) в
лаборатории: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 +5NO?;
2) в
промышленности: а) термический метод;
б) экстракционный метод: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 =
CaSO4? + 2 H3PO4.
Природные
фосфаты восстанавливают до свободного
фосфора, который сжигают на воздухе,
либо в кислороде. Продукт реакции
растворяют в воде.
Остальные
фосфорные кислоты в зависимости от
способа соединения групп PO4 образуют 2
вида кислот:
полифосфорные кислоты, которые состоят
из цепочек – PO3—О—PO3—… и метафосфорные
кислоты, которые состоят из колец,
образованных PO4.
Применение:
ортофосфорную кислоту используют при
производстве удобрений, химических
реактивов, органических соединений,
для приготовления защитных покрытий
на металлах. Фосфаты используют в
производстве эмалей и фармацевтике.
Метафосфаты входят в состав моющих
средств.
– NH4H2PO4
или (NH4)2H2PO4.
Нитрофоска
получается при сплавлении гидрофосфата
аммония, нитрата аммония и хлорида
(сульфата) натрия.
38. Углерод и его свойства
Углерод
(С)
– типичный неметалл; в периодической
системе находится в 2-м периоде IV группе,
главной подгруппе. Порядковый номер 6,
Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6. Физические
свойства:
углерод образует множество аллотропных
модификаций: алмаз
– одно из самых твердых веществ, графит,
уголь, сажа
.
Химические
свойства:
электронная конфигурация: 1s22
s22p2
.
На электронной оболочке атома – 6
электронов; на внешнем валентном уровне
– 4 электрона. Наиболее характерные
степени окисления: +4, +2 – в неорганических
соединениях, – 4, -2 – в органических.
Углерод в любом гибридном состоянии
способен использовать все свои валентные
электроны и орбитали. У 4-валентного
углерода нет неподеленных электронных
пар и нет свободных орбиталей – углерод
химически относительно устойчив.
Характерно несколько типов гибридизации:
sp,
sp2
, s
p3. При низких температурах углерод
инертен, но при нагревании его активность
возрастает. Углерод – хороший
восстановитель, но соединяясь с металлами
и образуя карбиды
, он выступает окислителем:
Углерод
(кокс) вступает в реакции с оксидами
металлов:
Таким
образом выплавляют металл из руды. При
очень высоких температурах углерод
реагирует со многими неметаллами.
Огромное количество органических
соединений он образует с водородом –
углеводороды. В присутствии никеля (Ni)
углерод, реагируя с водородом, образует
предельный углеводород – метан: С + Н2
= СН4.
При
взаимодействии с серой образует
сероуглерод: С + 2S2 = СS2.
При
температуре электрической дуги углерод
соединяется с азотом, образуя ядовитый
газ дициан
: 2С + N2 = С2N2?.
В
соединении с водородом дициан образует
синильную кислоту – НСN. С галогенами
углерод реагирует в зависимости от их
химической активности, образуя галогениды.
На холоде реагирует со фтором: С + 2F2 =
СF2.
При
2000 °C в электропечи углерод соединяется
с кремнием, образуя карборунд: Si + C = SiC.
Нахождение
в природе:
свободный углерод встречается в виде
алмаза и графита. В виде соединений
углерод находится в составе минералов:
мела, мрамора, известняка – СаСО3,
доломита – MgCO3?CaCO3; гидрокарбонатов –
Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав
воздуха; углерод является главной
составной частью природных органических
соединений – газа, нефти, каменного
угля, торфа, входит в состав органических
веществ, белков, жиров, углеводов,
аминокислот, входящих в состав живых
организмов.
Соседние файлы в предмете Медицинская химия
- #
13.03.2016874.69 Кб111Bioorganika_metod.docx
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
- #
1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами
Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов
Оксиды фосфора
1. Оксид фосфора (III)
2. Оксид фосфора (V)
Фосфорная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы
Фосфористая кислота
Соли фосфорной кислоты
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.
Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
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.
Белый фосфор:
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.
Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300оС без доступа воздуха.
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.
Черный фосфор:
Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.
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:
Степень окисления | Типичные соединения |
+5 | оксид фосфора (V) P2O5
ортофосфорная кислота H3PO4 метафосфорная кислота HPO3 пирофосфорная кислота H4P2O7 фосфаты MePO4 Гидрофосфаты MeНРО4 Дигидрофосфаты MeН2РО4 Галогенангидриды: PОCl3, PCl5 |
+3 | Оксид фосфора (III) P2O3
Фосфористая кислота H3PO3 Фосфиты MeHPO3 Галогенангидриды: PCl3 |
+1 | Фосфорноватистая кислота H3PO2
Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты: MeH2PO2 |
-3 | Фосфин PH3
Фосфиды металлов MeP |
Способы получения фосфора
1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + 2P
2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.
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. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу
ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:
4P + 3O2 → 2P2O3
4P + 5O2 → 2P2O5
Горение белого фосфора:
Горение красного фосфора:
1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5:
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2P + 5Cl2 → 2PCl5
Фосфор реагирует с бромом:
1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
2P + 3S → P2S3
2P + 5S → P2S5
1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
2P + 3Ca → Ca3P2
2P + 3Mg → Mg3P2
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.
Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
5HNO3 + P → H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
5HNO3 + 3P + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑
Серная кислота также окисляет фосфор:
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют фосфор:
6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.
Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):
2P + 5Ag2O → P2O5 + 10Ag
2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:
4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑ или
P4 + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑
Или с гидроксидом кальция:
8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O → 3Ca(H2PO2)2 + 2PH3↑
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.
Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5о.
У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.
Способы получения фосфина
В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.
Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:
Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3
Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:
Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑
Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:
4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑
Химические свойства фосфина
1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.
Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:
PH3 + HI → PH4I
Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.
2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
PH3 + 2O2 → H3PO4
3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.
Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.
PH3 + 8HNO3 → H3PO4 + 8NO2 + 4H2O
Серная кислота также окисляет фосфин:
PH3 + 3H2SO4 → H3PO4 + 3SO2 + 3H2O
С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.
Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:
2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl
Фосфиды
Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.
Способы получения фосфидов
Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.
Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:
2P + 3Mg → Mg3P2
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфор взаимодействует с натрием:
P + 3Na → Na3P
Химические свойства фосфидов
1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.
Например, фосфид кальция разлагается водой:
Ca3P2 + 6H2O → 3Са(ОН)2 + 2PH3↑
Фосфид магния разлагается соляной кислотой:
Mg3P2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2PH3↑
2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.
Оксиды фосфора
Оксиды азота | Цвет | Фаза | Характер оксида |
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид | белый | твердый | кислотный |
P2O5 Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид | белый | твердый | кислотный |
Оксид фосфора (III)
Оксид фосфора (III) – это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях. Пары состоят из молекул P4O6.
Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:
4P + 3O2 → 2P2O3
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.
Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:
2Р2О3 + 6Н2О (гор.) → РН3 + 3Н3РО4
2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет свойства восстановителя.
Например, N2O окисляется кислородом:
Р2О3 + О2 → Р2О5
3. С другой стороны Р2О3 проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:
Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3
а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):
Р2О3 + 4KOH → 2K2HРО3 + H2O
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.
4P + 5O2 → 2P2O5
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.
Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:
P2O5 + H2SO4 → 2HPO3 + SO3
P2O5 + 2HNO3 → 2HPO3 + N2O5
P2O5 + 2CH3COOH → 2HPO3 + (CH3CO)2O
2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:
P2O5 + 2H2O → 2H4P2O7
P2O5 + H2O → HPO3
Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.
3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.
Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
P2O5 + 6NaOH → 2Na3PO4 + 3H2O
P2O5 + 2NaOH + H2O → 2NaH2PO4
P2O5 + 4NaOH → 2Na2HPO4 + H2O
Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):
P2O5 + 3BaO → Ba3(PO4)2
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:
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.).
Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:
Ca3(PO4)2(тв) + 3H2SO4(конц) → 2H3PO4 + 3CaSO4
3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.
Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
5HNO3 + P → H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
Химические свойства
Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая).
1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4–
H2PO4– ⇄ H+ + HPO42–
HPO42– ⇄ H+ + PO43–
2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:
2H3PO4 + 3MgO → Mg3(PO4)2 + 3H2O
Еще пример: при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:
H3PO4 + КОН → KH2РО4 + H2O
H3PO4 + 2КОН → К2НРО4 + 2H2O
H3PO4 + 3КОН → К3РО4 + 3H2O
3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н3PO4 + 3NaHCO3 → Na3PO4 + CO2 + 3H2O
4. При нагревании H3PO4 до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:
2H3PO4 → H2P2O7 + H2O
5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:
2H3PO4 + 3Mg → Mg3(PO4)2 + 3H2
Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:
2H3PO4 + 3NH3 → NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4
7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:
Н3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3НNO3
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).
Например, гидролизом хлорида фосфора (III):
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:
Р2О3 + 3Н2О → 2Н3РО3
Химические свойства.
1. Фосфористая кислота H3PO3 в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.
Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:
H3PO3 + 2NaOH → Na2HPO3 + 2H2O
2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р-3) и фосфорную кислоту (Р+5):
4H3PO3 → 3H3PO4 + PH3
3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.
Например, H3PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:
5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):
H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl
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.
K3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3KNO3
2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.
Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 → 3Ca(H2PO4)2
Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.
Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:
Ca3(PO4)2 + 8C → Ca3P2 + 8CO
Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:
3Ca3(PO4)2 + 16Al → 3Ca3P2 + 8Al2O3
4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.
Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:
K2HPO4 + H3PO4 → 2KH2PO4
Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:
K2HPO4 + KOH → K3PO4 + H2O
5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.
Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:
NaH2PO4 + 2NaOH → Na3PO4 + 2H2O
Фосфор образует очень большое число различных оксидов и кислот. Среди них наиболее устойчивыми являются оксид фосфора (V) и соответствующая ему ортофосфорная, или фосфорная, кислота Н3РО4.
Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р2О5 – белый порошок, без запаха. По своему характеру является типичным кислотным оксидом. При растворении в воде гидратируется с образованием следующих кислот:
P2O5 + H2O = 2HPO3
P2O5 + 2H2O = H4P2O7
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует с основаниями и основными оксидами, например:
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
P2O5 + 3BaO = Ba3(PO4)2
При взаимодействии Р2О5 со щелочами в зависимости от соотношения реагентов могут образовываться не только средние, но и кислые соли:
P2O5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + H2O
P2O5 + 2NaOH + H2O = 2NaH2PO4
Хотя в Р2О5 фосфор имеет высшую степень окисления +5, оксид фосфора (V) не проявляет сколько-нибудь выраженных окислительных свойств, так как эта степень окисления для фосфора очень устойчива.
Оксид фосфора (V) является прекрасным водопоглощающим и водоотнимающим средством. На этом основано его использование в эксикаторах (сосудах для высушивания веществ), при проведении реакций дегидратации и т.д.
Фосфорная кислота
Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н3РО4 – бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при температуре 42 оС, очень хорошо растворимое в воде. Фосфорная кислота является трёхосновной кислотой средней силы.
В лаборатории её получают окислением фосфора разбавленной азотной кислотой.
В промышленности Н3РО4 получают экстракционным методом, обрабатывая природные фосфаты серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4
а также термическим методом, восстанавливая природные фосфаты до свободного фосфора, который затем сжигают и образующийся при этом Р2О5 растворяют в воде.
Фосфорная кислота обладает всеми общими свойствами кислот, но она значительно слабее таких кислородсодержащих кислот, как серная и азотная. В отличие от этих кислот фосфорная кислота не обладает даже значительными окислительными свойствами, несмотря на устойчивость степени окисления +5.
Применение фосфорной кислоты
Помимо производства удобрений, фосфорную кислоту используют при изготовлении реактивов, многих органических веществ, для получения катализаторов, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности и т.д.
Соли фосфорной кислоты
Как трёхосновная кислота Н3РО4 образует три ряда солей: средние (нормальные) соли – фосфаты; кислые соли – гидрофосфаты и дигидрофосфаты.
Например, при нейтрализации фосфорной кислоты гидроксидом натрия в зависимости от молярного соотношения кислоты и щёлочи могут идти следующие реакции:
Н3РО4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Большинство средних солей – фосфатов – нерастворимо в воде. Исключением являются лишь фосфаты щелочных металлов и аммония. Многие же кислые соли фосфорной кислоты, хорошо растворяются в воде, причем наиболее растворимыми являются дигидрофосфаты.
Фосфорные удобрения
Минерал апатит
Фосфор, как и азот, является одним из тех элементов, который необходим для питания растений. Поэтому наряду с азотными в сельском хозяйстве широко используются фосфорные удобрения. В качестве удобрения можно использовать только водорастворимые соединения. В связи с этим основная задача при производстве фосфорных удобрений — превращение нерастворимого фосфата кальция (основа фосфоритов и апатитов) в растворимые кислые фосфаты.
Важнейшее фосфорное минеральное удобрение – суперфосфат (или простой суперфосфат), который получают обработкой природных фосфоритов серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Образующаяся смесь содержит дигидрофосфат кальция, который хорошо растворим в воде, и сульфат кальция, который не имеет практического значения.
Для получения двойного суперфосфата из природного фосфорита выделяют сначала фосфорную кислоту по реакции:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 + 3CaSO4↓
Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидроксидом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением:
H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4∙2H2O
СаНРО4 плохо растворяется в воде, но достаточно хорошо растворим при внесении его в кислые почвы.
Аммофос
В последнее время широкое распространение получили сложные удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов.
Важнейшим из них является аммофос, который содержит азот и фосфор и образуется при взаимодействии аммиака и фосфорной кислоты:
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4
2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4
Смесь аммофоса с калийной селитрой KNO3 называется аммофоской. Это удобрение содержит все наиболее необходимые растениям питательные элементы – азот, фосфор и калий.
*на изображении записи минерал апатит