Каким свойством обладает оксид фосфора

Оксиды фосфора

Р2О3 – оксид фосфора (III)

При обычной температуре – белая воскообразная масса с т. пл. 23,5’С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р4О6.

Способ получения

Р2О3 образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

Химические свойства

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р2О3:

2Р2О3 + 6Н2О = РН3 + ЗH3PO4

Взаимодействие Р2О3 со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + Н2О

1. Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 + О2 = Р2О5

2. Окисление галогенами:

Р2О3 + 2Cl2 + 5Н2О = 4HCl + 2H3PO4

Р2О5 – оксид фосфора (V)

При обычной температуре – белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р4О10. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 – самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Химические свойства

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р2О5 + Н2О = 2HPO3 метафосфорная

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая (дифосфорная)

Р2О5 + ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р2О5 + ЗВаО = Ва3(PO4)2

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + ЗН2О

Р2О5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + Н2О

Р2О5 + 2NaOH = 2NaH2PO4 + Н2О

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р2О5 + 2HNО3 = 2HPO3 + N2О5

Р2О5 + 2НСlО4 = 2HPO3 + Сl2О7

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

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

H3PO4 – фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н2[НРО3]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р2О3 в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl3 + ЗН2О = Н2[НРО3] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl2 + 6Н2О = 2Н2[НРО3] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H3PO3 – бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно – и двухзамещенные фосфиты, например:

Н2[НРО3] + NaOH = NaH[HРО3] + Н2О

Н2[НРО3] + 2NaOH = Na2[HРО3] + 2Н2О

Кислота и ее соли – очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H2SО4 конц., К2Сr2O2), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H3PO3 + 2AgNO3 + Н2О = H3PO4 + 2Ag↓ + 2HNO3

H3PO3 + Cl2 + Н2О = H3PO4 + 2HCl

При нагревании в воде Н3РO3 окисляется до H3PO4 с выделением водорода:

H3PO3 + Н2О = H3PO4 + Н2

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование:
4Н3РO3 = ЗН3РO4 + РН3

Фосфиты – соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: NaH2PO3, Са(H2PO3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO3.

Примеры: Na2HPO3, СаHPO3.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н3РO4 – ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н+ + Н2РO4-

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

Н2РO4- → Н+ + НРO42-

НРO42- → Н+ + РO43-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н3РO4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н3РO4 служит природный фосфат Са3(РO4)2:

I. 3-стадийный синтез:

Са3(РO4)2 → Р → Р2O5 → Н3РO4

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РO4 + 5NO↑

Химические свойства

Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот – взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Примеры реакций:

2Н3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3H2t

2Н3РO4 + ЗСаО = Са3(РO4)2 + ЗН2О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ЗН2О

Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О

Н3РO4 + NaOH = NaH2PO4 + Н2О

Н3РO4 + NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4

В отличие от аниона NO3- в азотной кислоте, анион РO43- окисляющим действием не обладает.

Реактивом для обнаружения анионов РO43- (а также НРO42- , Н2РO4-) является раствор AgNO3, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg+ + РO43- = Аg3РO4↓

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров – нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н3РO4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

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

1. Фосфоритная мука – тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са3(РO4)2

2. Простой суперфосфат – Са3(РO4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2РO4)2 + 2CaSO4

3. Двойной суперфосфат – Са3(РO4)2 + 4Н3РO4 = ЗСа(Н2РO4)2

4. Преципитат – Са(ОН)2 + Н3РO4 = СаНРO4 + 2Н2О

5. Аммофос – NH3 + Н3РO4 = NH4Н2РO4;

2NH3 + Н3РO4 = (NH4)2HРO4

6. Аммофоска – Аммофос + KNO3

Фосфор (греч. phos – свет + phoros – несущий) – химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество,
легко воспламеняющееся и светящееся.

Основное и возбужденное состояние фосфора

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

Природные соединения

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

• 3Ca3(PO4)2*CaCO3*SiO2 – фосфорит
• 3Ca3(PO4)2*Ca(F,Cl,OH)2 – апатит

Получение

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

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → (t) CaSiO3 + P + CO

Химические свойства

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.

• Реакции с неметаллами

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

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток кислорода)

4P+ 5O2 → 2P2O5 (избыток кислорода)

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)

P + S → P2S3

Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ – фосфин – боевое
отравляющее вещество.

Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3↑



• Реакции с металлами

2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)

• Реакция с водой

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

P + H2O → (t) PH3 + H3PO4

• Реакция с щелочами

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 – гипофосфит лития)

• Восстановительные свойства

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

KClO3 + P → KCl + P2O5

Оксид фосфора V – P2O5

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

Получение

P + O2 → P2O5

Химические свойства

• Кислотные свойства

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

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

P2O5 + H2O = HPO3 (при недостатке воды)

Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль – определяет соотношение основного
оксида/основания и кислотного оксида.

P2O5 + Na2O → Na3PO4

6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O (фосфат калия, избыток щелочи – соотношение 6:1)

4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида – соотношение 4:1)

2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 + H2O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида – соотношение 2:1)



• Дегидратационные свойства

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

HClO4 + P2O5 → HPO3 + Cl2O7 (HPO3 – метафосфорная кислота)

HNO3 + P2O5 → HPO3 + N2O5

Фосфорные кислоты

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

• Ортофосфорная кислота – H3PO4 (соли – фосфаты PO43-)
• Метафосфорная кислота – HPO3 (соли – метафосфаты PO3-)
• Фосфористая – H3PO3 (соли – фосфиты PO33-)
• Фосфорноватистая – H3PO2 (соли гипофосфиты – PO23- )

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

CuSO4 + H3PO2 + H2O → Cu + H2SO4 + H3PO4

Ортофосфорная кислота

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

Получение

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

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

P2O5 + H2O → H3PO4

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

Химические свойства

• Кислотные свойства

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

3K2O + H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O

3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2O

KOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O

• Реакции с солями

Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок
желтого цвета – фосфат серебра – образуется в результате реакции с нитратом серебра.

AgNO3 + H3PO4 → Ag3PO4 + HNO3

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

K2CO3 + H3PO4 → K3PO4 + H2O + CO2

• Реакции с металлами

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

Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2↑

• Дегидратация

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

H3PO4 → (t) HPO3 + H2O

Соли фосфорной кислоты

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

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:

• Фосфоритная мука – Ca3(PO4)2
• Простой суперфосфат – смесь Ca(H2PO4)2*H2O и CaSO4
• Двойной суперфосфат – Ca(H2PO4)2*H2O
• Преципитат – CaHPO4*2H2O
• Костная мука – продукт переработки костей домашних животных Ca3(PO4)2
• Аммофос – в основном состоит из моноаммонийфосфата – NH4H2PO4