Как из фосфора получить фосфорную кислоту уравнение?

9 ответов на вопрос “Как из фосфора получить фосфорную кислоту уравнение?”

  1. BloDerRus Ответить

    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
    Р2О3 – очень сильный восстановитель
    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

    Р2О5 – типичный кислотный оксид
    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
    Р2О5 – водоотнимающий агент
    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

    Кислотные функции
    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
    Восстановительные свойства
    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 + 2Agv + 2HNO3
    H3PO3 + Cl2 + Н2О = H3PO4 + 2HCl
    При нагревании в воде Н3РO3 окисляется до H3PO4 с выделением водорода:
    H3PO3 + Н2О = H3PO4 + Н2
    Восстановительные свойства
    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 + 3CaSO4v
    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.
    Кислотные функции
    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.
    Качественная реакция на анион РO43-
    Реактивом для обнаружения анионов РO43- (а также НРO42- , Н2РO4-) является раствор AgNO3, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:
    ЗАg+ + РO43- = Аg3РO4v
    Образование сложных эфиров
    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.

  2. Dobar Ответить


    Химическая формула –
    Молярная масса равна г/моль.
    Физические свойства – при комнатной температуре это бесцветные гигроскопичные кристаллы с температурой плавления , температурой кипения , растворимость в воде составляет 5,48 г/мл.

    Химические свойства фосфорной кислоты

    — трёхосновная кислота средней силы. В водных растворах подвергается электролитической диссоциации в три стадии. Её показатели констант диссоциации имеют следующие значения .
    взаимодействует c металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с оксидами металлов, с основаниями, с солями и очень сильными кислотами:





    При нагревании выше превращается в пирофосфорную кислоту :

    При нагревании выше H_3PO_4 превращается в метафосфорную кислоту:

    Получение фосфорной кислоты

    Фосфорную кислоту можно получить из фосфата кальция:

    Можно синтезировать гидролизом пентахлорида фосфора:

    Также её получают взаимодействием с водой оксида фосфора :

    Фосфорную кислоту в лабораторных условиях синтезируют окислением фосфора -ным раствором азотной кислоты:

    Применение

    Ортофосфорная кислота используется для очищения от ржавчины металлических поверхностей,
    как пищевая добавка E338 (регулятор кислотности),
    применяется в производстве удобрений,
    в текстильной промышленности для крашения тканей,
    в органическом синтезе в качестве катализатор,
    в стоматологии для получения зубного цемента.

    Качественная реакция

    Качественной реакцией на фосфорную кислоту является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

    и жёлтого осадка с нитратом серебра

    Примеры решения задач

  3. Kera Ответить

    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.
    Ca3PO4 + 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

  4. only yours Ответить

    Вещество
    Реакция
    Особенности
    Уравнение
    Фосфор
    С O2
    При избытке O2 образует оксид фосфора (V)
    – 4P + 5O2 > 2P2O5;
    – 4P + 3O2 > 2P2O3
    С металлом
    Является окислителем
    3Mg + 2P > Mg3P2
    С галогенами и неметаллами
    Не реагирует с водородом
    2P + 3S > P2S3
    С Н2О
    8Р + 12Н2О > 5РН3 + 3Н3РО2
    С кислотами
    2P + 5H2SO4 > 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
    Со щелочами
    P4 + 3NaOH + 3H2O > PH3 + 3NaH2PO2
    РН3
    С O2
    Воспламеняется на воздухе
    РН3 + 2O2 > H3PO4
    С галогенами и неметаллами
    РН3 + 2I2 + 2H2O > H(PH2O2) + 4HI
    С кислотами
    Проявляет свойства восстановителя
    РН3 + 3H2SO4 > H2(PHO2) + 3SO2 + 3H2O
    H3PO4
    С металлами
    С активными металлами
    2H3PO4 + 3Ca > Ca3(PO4)2 + 3H2↑
    С Н2О
    Подвергается диссоциации
    H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4–
    Со щелочами
    Образует кислые или щелочные фосфаты
    H3PO4 + 3NaOH > Na3PO4 + 3H2O
    С оксидами
    2H3PO4 + 3K2O > 2K3PO4 + 3H2O
    С солями
    2H3PO4 + 3CaCO3 > Ca3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2↑
    С аммиаком
    H3PO4 + 3NH3 > (NH4)3PO4
    P2O3
    С галогенами и неметаллами
    – 2P2O3 + 6Cl2 > 4PCl3O + O2;
    – 2P2O3 + 9S > P4S6 + 3SO2
    С Н2О
    Медленно реагирует с холодной водой и быстро – с горячей
    P2O3 + 3H2O > 2H3PO3
    Со щелочами
    P2O3 + 4NaOH > 2Na2HPO3 + H2O
    P2O5
    С Н2О
    Реагирует с взрывом
    2P2O5 + 6H2O > 4H3PO4
    С кислотами
    Реакция замещения
    4HNO3 + 2P2O5 > 4HPO3 + 2N2O5
    Фосфиды
    С Н2О
    Образуют гидроксиды металлов и фосфин
    Ca3P2 + 6H2O > 3Ca(OH)2 + 2PH3
    С кислотами
    Реакция замещения
    Ca3P2 + 6HCl > 3CaCl2 + 2PH3

  5. Fanat1k Ответить

    Химические свойства

    В водных растворах фосфорная кислота диссоциирует на ионы:
    H3PO4 ?\rightleftarrows? H+ + H2PO4-, ?\rightleftarrows? 2H+ + HPO42- ?\rightleftarrows? 3H+ + PO43-.
    Константы диссоциации
    K1 = 7,1·10-3,
    K2 = 6,2·10-8,
    K3 = 5,0·10-13.
    При комнатной температуре фосфорная кислота реагирует лишь с активными металлами, оксидами и гидроксидами:
    6Li + 2H3PO4 = 2Li3PO4 + 3H2^,
    3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O,
    3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O.
    При нагревании она более активна:
    3Zn + 2H3PO4 = 2Zn3(PO4)2 v+ 3H2^,
    Fe2O3 +2H3PO4 = 2FePO4v+ 3H2O.
    Фосфорная кислота разлагается при нагревании:
    4H3PO4 = 2H4P2O7 + 2H2O.
    Фосфорная кислота вступает в реакцию с хлорной кислотой, образуя соли фосфорила:
    H3PO4 + HClO4= P(OH)4ClO4.
    Поэтому можно считать фосфорную кислоту амфотерным гидроксидом фосфора (V) с преобладанием кислотных свойств.

    Получение

    Лабораторные способы получения

    Фосфорную кислоту в лабораторных условиях получают из оксида фосфора (V):
    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
    Реакция протекает бурно, поэтому ее лучше получать таким способом в промышленности.
    Можно получить фосфорную кислоту из фосфатов действием соляной или серной кислоты:
    Na3PO4 + 3HCI = 3NaCI + H3PO4.
    Наконец, можно подвергнуть гидролизу хлорид фосфора (V):
    2PCl5+ 8H2O = 2H3PO4 + 10HCl.

    Получение в промышленности

    В промышленности наиболее чистую фосфорную кислоту получают термическим способом, для чего фосфор сжигают:
    4P +5O2 = 2P2O5.
    Фосфорный ангидрид взаимодействует с водой слишком бурно, поэтому фосфорный ангидрид смешивают с нагретой до 200°С фосфорной кислотой в концентрации 50-60%. Полученную кислоту разводят и частично запускают вновь в процесс.
    Есть экстракционный метод получения фосфорной кислоты непосредственно из руд, например, из апатита:
    Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + n H3PO4 + 3H2O = (n+3) H3PO4+ 5CaSO4·H2O + HF.

    Применение

    Фосфорная кислота используется при производстве высококонцентрированных фосфорных удобрений, полифосфатов, синтетических моющих средств, умягчителей воды, а также в качестве катализатора.
    В стекольном производстве ее добавляют при варке специальных стекол.
    В медицине ее применяют при производстве многих лекарственных препаратов.
    В химическом анализе из фосфорной кислоты и фосфатов готовят буферные растворы.

    Пример решения задачи

    Осуществите следующие превращения:
    Na3PO4 > H3PO4 > HPO3 > KPO3> AgPO3.
    Решение
    Na3PO4+3HCI = 3NaCI+H3PO4;
    H3PO4 + P2O5 = 3HPO3;
    HPO3 + KOH = KPO3 + Н2О,
    KPO3 + AgNO3 = AgPO3v + KNO3.

  6. Ironforge Ответить

    Оксиды

    Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P4O10 и оксид фосфора (III) P4O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P2O5 и P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
    Оксид фосфора (III) P4O6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
    При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
    P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,
    а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
    Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10.
    Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
    Оксид фосфора (V) P4O10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4.
    При взаимодействии Р4О10 с водой образуется фосфорная кислота:
    P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.
    Будучи кислотным оксидом, Р4О10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
    Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
    Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
    4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

    Кислоты и их соли

    а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С.
    Структурная формула:
    .
    При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
    4H3PO3 = PH3^ + 3H3PO4.
    Соли фосфористой кислоты – фосфиты. Например, K3PO3 (фосфит калия) или Mg3(PO3)2 (фосфит магния).
    Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3:
    РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl^.
    б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H3PO4.
    Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
    Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:
    .
    Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.
    В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:
    3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.
    В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
    Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4v.
    Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
    Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
    Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.
    Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.
    1. H3PO4 H+ + (дигидрофосфат-ион);
    2. H+ + (гидрофосфат-ион);
    3. H+ + (фосфат-ион).
    Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:
    H3PO4 3H+ + .
    Фосфорная кислота образует три ряда солей:
    а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – трёхзамещённые, или фосфаты;
    б) K2HPO4, CaHPO4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты;
    в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты.
    Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную.
    Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.
    При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:
    2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.
    Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.
    в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4P2O6.
    .
    H4P2O6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н3РО4 и Н3РО3.
    Образуется при медленном окислении Н3РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.
    г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H3PO2. Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:
    .
    Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде.
    Гипофосфиты и Н3РО2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла:
    2Ni2+ + + 2H2O > Ni0 + + 6H+.
    Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:
    Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4v.
    Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.
    2P4 (белый) + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3^ + 3Ba(H2PO2)2.

    Фосфин

    Фосфин PH3 – соединение фосфора с водородом – бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р2Н4, он самовоспламеняется на воздухе.
    При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:
    PH3 + HCl = PH4Cl (хлорид фосфония).
    Строение катиона фосфония [РН4]+ аналогично строению катиона аммония [NН4]+.
    Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.
    Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:
    Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3^.
    И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды. Например, Ca3P2 (фосфид кальция), Mg3P2 (фосфид магния).

  7. Shalar Ответить

    Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р4 и красный фосфор Pn. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).
    Красный фосфор состоит из полимерных молекул Pn разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.
    Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.
    Белый фосфор состоит из молекул Р4. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (tпл 44,14 °С, tкип 287,3 °С, р 1,82 г/см3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.
    Применяется в производстве Н3Р04 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

    Уравнения важнейших реакций фосфора:

    Получение в промышленности фосфора

    — восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
    Ca3(PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)
    Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.
    Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (Pn) может быть различной.

    Соединения фосфора

    Фосфин РН3. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр3-гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
    Уравнения важнейших реакций фосфина:

    Получение фосфина в лаборатории:
    СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
    Оксид фосфора (V) P2O5. Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р4О10 со строением из четырех тетраэдров [O=Р(O)3], связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P2O5. Существует также стеклообразный полимер (Р205)п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.
    Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.
    Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:

    Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.
    Ортофосфорная кислота Н3Р04. Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P2O5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН)3] (sр3-гибридизадия), содержит ковалентные ?-связи Р — ОН и ?, ?-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н20). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.
    Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.
    Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:

    Получение фосфорной кислоты в промышленности:
    кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:
    Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4
    Ортофосфат натрия Na3PO4. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.
    Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион РО43-

    — образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).
    Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:

    Получение: полная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия или по реакции:

    Гидроортофосфат натрия Na2HPO4. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н3Р04 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
    Качественная реакция на ион НРО42- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
    Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
    Уравнения важнейших реакций:

    Получение: неполная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
    2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

  8. Perith Ответить

    а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С.
    При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
    4H3PO3 = PH3^ + 3H3PO4.
    Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3:
    РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl^.
    б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H3PO4.
    Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций. Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.
    Фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного методалежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
    Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4v.
    Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
    Термический методсостоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
    Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.
    в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4P2O6.
    H4P2O6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н3РО4 и Н3РО3.
    Образуется при медленном окислении Н3РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.
    Фосфаты – соли кислородных кислот фосфора в степени окисления +5. Существуют ортофосфаты – соли ортофосфорной кислоты H3PO4 и фосфаты конденсированные – соли полифосфорных кислот. Различают средние, кислые и основные фосфаты.
    Кислые фосфаты образуются в результате частичной нейтрализации H3PO4 или полифосфорных кислот основаниями. При полной нейтрализации гидроксидами одного или нескольких металлов получают средние фосфаты. Смешанные соли образуются при нейтрализации смеси кислот одним гидроксидом или несколькими гидроксидами. Нейтрализующим агентом служит и NH3. Конденсированные фосфаты неорганические получают также термической обработкой кислых фосфатов, смесей фосфатов. При этом состав исходного продукта (в пересчете на оксиды) должен отвечать составу синтезируемого соединения.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *