Какими свойствами обладает оксид фосфора

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) –  это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях.  Пары состоят из молекул P4O6.

Получитьоксид 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 окислителямиP2O3 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

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.

Графическая (структурная) формула оксида фосфора 5

Структурная (графическая) формула оксида фосфора (V) является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 2). Оксид фосфора (V) может димеризоваться (соответствует химической формуле P4O10) и существование его в такой форме наиболее предпочтительно.

Рис. 2. Графическая формула оксида фосфора (V).

Состав

Простой суперфосфат в своем составе имеет фосфор, который присутствует в виде свободной фосфорной кислоты и фосфата кальция. В небольших количествах содержится гипс, а также иные примеси (фосфаты алюминия и железа, соединения фтора, кремнезём).

Простой суперфосфат (химическая формула (СаН2РО4)2 х Н2О + 2СаSО4 х 2Н2О) — получают из фосфоритных веществ в результате применения H 2 SO 4 .

Получение оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) получают путем сжигания фосфора в избытке кислорода или воздуха .

P4 + 5O2 → P4O10 (t = 34-60 °C).

Готовый продукт состоит из смеси разных форм P4O10.

Реакции, в которых участвует Оксид фосфора

• P4O10 + 3HCl “200^oC”–> POCl3 + 3HPO3
• P4O10 + 6PCl5 “150-175^oC”–> 10POCl3
• P4O10 + 4H2O -> 2H4P2O7
• 8H3PO4 + P4O10 “100^oC”–> 6H4P2O7
• 4BP + 8O2 “300^oC”–> 2B2O3 + P4O10

Форма выпуска

Гранулированный продукт или сыпучий порошок, светло-серого цвета (возможны оттенки от белого до темно-серого окраса). Полностью растворяется в воде.

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.

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:

Na4P2O7 + H2O + 2H+ → 2NaH2PO4 +2Na+

Гидролиз триполифосфата натрия:

Na5P3O10 + 2H2O + 2H+ → 3NaH2PO4 +2Na+

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

(PO3)66- + 3H2O → H2P3O103- + H2P2O72- + H2PO4-

Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H2PO–4, HPO42-, PO4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов.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.

Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P2O5 . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.

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.

Модификации оксида фосфора:

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).

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

где:

х – содержание P2O5 в удобрении, %;

y – содержание P в удобрении, %

Или:

y = x, % × 0,43643

Например:

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 %

480

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.