Высший оксид фосфора проявляет какие свойства

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 4 мая 2020; проверки требуют 3 правки.

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

Обзор кислородных соединений

При горении твёрдого фосфора образуется ряд веществ, на состав которых влияет концентрация кислорода в окружающем воздухе. Теоретически существует вероятность ряда метастабильных оксидов с общей формулой P4On, где коэффициент n лежит в интервале от 6 до 9. При диссоциации таких веществ образуются молекулы PO, которые в составе паров обнаруживаются только спектроскопическими методами анализа.

Список номенклатуры соединений, которые индивидуально выделяются, но не имеют широкого практического применения, выглядит так:

1. Монооксид тетрафосфора P4O. Образуется при сжигании фосфора в недостатке воздуха или кислорода. Имеет вид красно-бурых кристаллов с плотностью 1,891 грамм/куб. сантиметр, не растворяется в воде. Воспламеняется при 280 °C, при нагревании в атмосфере инертного газа разлагается на P и P2O5.
2. Диоксид тетрафосфора P4O2 (P2O) существует в виде димера. Получается продуванием подогретого до 60 °C воздуха или чистого кислорода через раствор легковоспламеняющегося белого фосфора в тетрахлорметане CCl4. Его жёлто-красные кристаллы при атмосферном давлении устойчивы до 100 °C, а в условиях вакуума — до 135 °C. При нагревании разлагается и выделяет P, не растворяется в H2O (воде), C2H5OH (этаноле) и C3H6O (ацетоне), на воздухе окисляется до H3PO3. Высокие восстановительные способности по отношению к ионам Fe3+, Cu2+, Ag+ используются для очистки от примесей железа в экстракционном способе получения H3PO4.
3. Октаоксид тетрафосфора P4O8. Образуется при низкотемпературном горении фосфора в ограниченном количестве воздуха как белые хлопья или кристаллы. В газообразном состоянии имеет вид димеров P8O16, в твёрдой фазе присутствуют агрегаты — от мономеров до тримеров. Вещество сохраняет устойчивость при температурах до 100 °C, возгоняется при 180 °C, при нагревании выше 400 °C в чистом кислороде окисляется до P4O10. Кристаллы расплываются на воздухе, хорошо растворяются в воде, но стойки к органическим растворителям. Водные растворы содержат равное количество молей H3PO3 и HPO3 и с трудом окисляются до H3PO4.
4. Триоксид (пероксид) фосфора PO3. Некоторые данные сообщают о существовании форм P2O6 или P4O11. Твёрдое вещество имеет фиолетовый цвет, обусловленный примесями. Образуется из паров P4O10 в условиях вакуума при воздействии электрического разряда и сохраняет стабильность до 150 часов при отсутствии влажности и нормальной температуре. Разлагается с выделением O2 при 127 °C, при гидратации даёт пероксофосфорную или пероксопирофосфорную кислоту, вступает в реакции с оксидами многих металлов с образованием солей — пероксофосфатов.

Наиболее устойчивы, даже в парах остаются димерами и имеют для нужд химии практическую ценность Р2О3 — трёхвалентный оксид фосфора и Р2O5 — пятивалентный оксид фосфора. Физические свойства и основные характеристики приведены в таблице:

Фосфористый ангидрид

Относится к бинарным неорганическим соединениям, имеет формулу P2O3 и представлен в виде димеров Р4О6. В основе молекулярной структуры лежит тетраэдр, где парные атомы фосфора разделяются атомом кислорода. Получение оксида фосфора (III) происходит при медленном окислении или горении элементарного фосфора в условиях дефицита воздуха или кислорода. Реакция записывается следующими формулами:

4P + 3О2 = 2P2О3

При нормальной температуре, влажности и давлении вещество имеет вид белой воскообразной массы, плавящейся уже при 23,8 °C и легко возгоняющейся. Оно обладает неприятным запахом и очень ядовито, без труда растворяется в воде и органических растворителях, на свету неустойчиво и со временем приобретает сначала жёлтый, а затем красный цвет.

Как типичный представитель класса кислотных оксидов, при растворении в холодной воде даёт фосфористую кислоту. Реакция такова:

Р2О3 + 3H2О =2H3PO3

При взаимодействии с горячей водой диспропорционирование протекает довольно интенсивно, образуются соединения фосфора с разными степенями окисления:

2Р2О3 + 6Н2О = PH3 + 3H3PO4.

Реакция термического разложения в вакууме при температурах от 210 до 250 °C позволяет получить октаоксид тетрафосфора и красный фосфор:

4P4O6 = 3P4O8 + 4P.

Гидроксиды металлов (щёлочи) реагируют с фосфористым ангидридом и образуют соли фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4KOH = 2K2HPO3 + Н2О.

При взаимодействии с кислородом воздуха и галогенами выступает в роли восстановителя. В первом случае образуется фосфорный ангидрид:

Р2О3 + O2 = Р2О5,

во втором — галогеноводород и ортофосфорная кислота:

Р2О3 + 2F2 + 5Н2О = 4HF + 2H3PO4.

Малоактивные металлы при помощи фосфористого ангидрида легко восстанавливаются из растворов их соединений:

2P2O3 + 4HgCl2 + 10H2O = 4H3PO4 + 4Hg + 8HCl.

Оксид фосфора (III) нашёл применение в лабораторной практике в качестве осушающего средства.

Фосфорный ангидрид

Эмпирическая формула высшего оксида фосфора P2O5 свидетельствует о том, что в этом соединении элемент проявляет максимальную валентность, равную пяти. Структурная (графическая) формула более наглядна и показывает межатомные связи внутри молекулы.

В составе паров обнаруживаются димеры декаоксида тетрафосфора Р4О10. Твёрдое вещество обладает полиморфизмом и встречается как в аморфном стекловидном, так и в кристаллическом состоянии. Для последнего известны гексагональные и орторомбические модификации, переходящие из одной формы в другую при повышении температуры до 300 °C. В их молекулярной структуре группы PO4 образуют тетраэдры или кольца, что служит определяющим фактором для химических свойств соединения, влияет на лёгкость возгонки и активность взаимодействия с водой.

Фосфорный ангидрид синтезируется при сжигании фосфора в условиях избытка воздуха или чистого кислорода. Процесс проводится в специальных камерах и состоит из окисления элементарного P осушенным воздухом, осаждение смеси разных форм оксидов и очистку отходящих газов возгонкой:

4P + 5О2 = 2P2О5.

При нормальных условиях это белая масса, напоминающая снег и не имеющая запаха. На воздухе быстро расплывается и образует сиропообразную жидкость — метафосфорную кислоту HPO3. Р2О5 — самый эффективный дегидратирующий (водоотнимающий) агент, иногда даже со взрывом поглощает воду и широко применяется для осушения нелетучих и газообразных веществ.

Как типичный кислотный оксид фосфорный ангидрид ведёт себя, взаимодействуя с водой, щелочами и основными оксидами. В результате гидратации при нагревании образуется ряд кислот: метафосфорная, дифосфорная (пирофосфорная) и ортофосфорная. Это записывается уравнениями:

• Р2О5 + Н2О = 2HPO3.
• Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7.
• Р2О5 + 3H2О = 2H3PO4.

Последний продукт имеет наибольшее практическое применение для получения минеральных удобрений, незаменим при пайке и очистке металлов от ржавчины, промышленные морозильные установки используют его как компонент фреонов. Как пищевая добавка E338 фосфорная кислота служит недорогим регулятором кислотности в продуктах питания и шипучих напитках.

Щёлочи образуют в результате взаимодействия с пентаоксидом фосфора средних и кислых солей — ортофосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов. Это иллюстрируется уравнениями, приведёнными ниже:

• Р2О5 + 6KOH = 2K3PO4 + ЗН2О.
• Р2О5 + 4KOH = 2K2HPO4 + Н2О.
• Р2О5 + 2KOH = 2KH2PO4 + Н2О.

Сплавление с основными оксидами даёт твёрдые соли ортофосфорной кислоты, на природу которых существенно влияют условия реакции:

Р2О5 + ЗCaO = Cа3 (PO4)2.

Чрезвычайно сильные дегидратирующие свойства позволяют P2O5 отнимать не только влагу, поглощённую веществами из воздуха (гигроскопическую), но и связанную химически:

Р2О5 + 2HNO3 = 2HPO3 + N2О5.

Такому водоотнимающему агенту покоряются даже оксикарбоновые кислоты, что с успехом применяется для получения их ангидридов. Спирты, эфиры, фенолы и другие органические растворители разрывают фосфор — кислородные связи в молекуле Р2О5 — и образуют фосфорорганические соединения. Реакции с аммиаком и галогеноводородами приводят к получению фосфатов аммония:

P2O5 + NH3 + H2O = (NH4)3PO4

и оксигалогенидов фосфора:

P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O.

Фосфорный ангидрид нашёл применение при осушении жидких и газовых сред. В термическом способе получения ортофосфорной кислоты он является одним из промежуточных продуктов, а органический синтез широко использует его плюсы при дегидратации и конденсации.