Какой фосфор оксид по свойствам
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
4P + 5O2 = 2P2O5
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.
Фосфорный ангидрид
особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания),
образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:
P2O5 + H2O = HPO3
при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
При нагревании H3PO4
можно получить пирофосфорнуюкислоту H4P2O7:
2H3PO4 = H2O + H4P2O7 (t˚C)
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:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
2) Взаимодействие
природной соли – ортофосфата кальция с
серной кислотой при нагревании:
Сa3(PO4)2
+ 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)
3) При
взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой
3P + 5HNO3+
2H2O = 3H3PO4+
5NO
Химические
свойства:
Свойства, общие с другими кислотами | Специфические |
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов Ортофосфорная кислота диссоциирует H3PO4 H2PO4- ↔ H+ + HPO42- (гидроортофосфат-ион) HPO42- ↔ H+ + PO43- (ортофосфат-ион) 2. Взаимодействует металл+ H3PO4=соль+Н2↑ 3. оксид металла + H3PO4 = соль + Н2О 4. основание + H3PO4 = соль + Н2О если H3PO4(изб) + NaOH = NaH2PO4 + H2O или H3PO4(изб) + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O 5. H3PO4 H3PO4 H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO4 6. 2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 | 1. При 2H3PO4 (t˚C) →H2O + H4P2O7 H4P2O7 (t˚C)→H2O + 2HPO3 2. Качественная реакция на PO43- – фосфат Отличительной реакцией ортофосфорной Н3РО4 3. Играет |
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.
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 (РО4-3). 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 Са3(РО4)2 и труднорастворимый преципитат
СаНРО4 прекрасно усваиваются некоторыми культурами (люпин,
горох, горчица, гречиха…). Дело в том, что корневые волоски этих растений
выделяют органические кислоты, растворяющие неподатливые в воде соли.
Одно из первых фосфорных удобрений
– это простой суперфосфат CaSO4. Ca(H2PO4)2.
Массовая доля оксида фосфора в нем не превышает 20% (это немного), кроме того,
большую часть этого удобрения составляет балласт – сульфат кальция. Однако,
пользоваться им будут еще долго, из-за легкости его получения:
Са3(РО4)2 +
2Н2SO4 =
2Ca SO4 + Ca(H2PO4)2
В другом фосфорном удобрении –
двойном суперфосфате Са(Н2РО4)∙Н2О – в отличие
от простого нет балласта – неусваиваемого растениями гипса. Производство этого
удобрения связано с применением фосфорной кислоты вместо серной, сырьем может
служить как фосфорит (ортофосфат кальция), так и известняк (карбонат кальция):
Са3(РО4)2 +
4Н3РО4+ 3Н2О = 3Са (Н2РО4)2∙Н2О
СаСО3 + 2Н3РО4 =
Са(Н2РО4)2∙Н2О + СО2
На основе фосфорной кислоты также
можно получить еще одно фосфорное удобрение – преципитат СаНРО4,
содержащий 27–42 % фосфорного ангидрида:
2Н3РО4 +
Са(ОН)2 = Са(Н2РО4)2 + 2Н2О
Са(Н2РО4)2+
Са(ОН)2 = 2СаНРО4 + 2Н2О
А если заменить в этих удобрениях
довольно безразличный для растений кальций на ион аммония? Нейтрализацией
фосфорной кислоты газообразным аммиаком получают высокоэффективные удобрения –
аммофосы:
NH3 + H3PO4 =
NH4H2PO4
или
2NH3 + H3PO4 =
(NH4)2HPO4
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. “Свойства фосфора и его соединений”
Тренажёр №2. Тестовые задания по теме: “Азот и фосфор, их соединения”
№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.
№2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
1. калием
2. оксидом калия
3. гидроксидом калия
4. сульфитом калия
№3. Осуществите превращения по схеме:
Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2
Назовите вещества
№4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или
преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме
самостоятельно.
Источник
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 4 мая 2020;
проверки требуют 3 правки.
Пентаоксид фосфора, также оксид фосфора(V) (фосфорный ангидрид, пятиокись фосфора) — неорганическое химическое соединение класса кислотных оксидов с формулами P4O10 и P2O5. Бесцветный кристаллический порошок, реагирует с водой; ядовит.
Строение[править | править код]
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—360оC.
Свойства[править | править код]
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[править | править код]
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.
Основные сферы использования[править | править код]
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.
Физиологическое значение[править | править код]
Пентаоксид фосфора особо токсичен; относится ко второму классу опасности и в высоких концентрациях раздражает кожу и слизистые оболочки глаз.
ПДК в рабочей зоны – 1 мг/м³ (в соответствии с ГОСТ 12.1.005-76).
ЛД50 на крысах и белых мышах при пероральном введении составляет 140 мг/кг.
Литература[править | править код]
- Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
- Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
- Ф. Коттон, Дж. Уилкинсон «Современная неорганическая химия» М.: Мир, 1969
- Зефиров Н.С. и др. т.5 Три-Ятр // Химическая энциклопедия. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1998. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
Источник
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
- Реакции с металлами
- Реакция с водой
- Реакция с щелочами
- Восстановительные свойства
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↑
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).
P + H2O → (t) PH3 + H3PO4
При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.
P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 – гипофосфит лития)
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
- Дегидратационные 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)
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
- Реакции с солями
- Реакции с металлами
- Дегидратация
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 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
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2↑
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
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
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
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
Источник