Как получить из фосфина оксид фосфора 5?

5 ответов на вопрос “Как получить из фосфина оксид фосфора 5?”

  1. Andromanis 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. Kornishon 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.

  3. Meztimuro Ответить

    Продолжение. Cм. в № 22/2005;
    1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
    3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
    2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
    1, 3, 10, 11/2009
    ЗАНЯТИЕ 30
    10-й класс (первый год обучения)
    Фосфор и его соединения
    П л а н
    1.
    Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение
    атома.
    2. Краткая история открытия и происхождение
    названия.
    3. Физические свойства.
    4. Химические свойства.
    5. Нахождение в природе.
    6. Основные методы получения
    7. Важнейшие соединения фосфора.
    Фосфор находится в главной подгруппе V группы
    периодической системы Д.И.Менделеева. Его
    электронная формула 1s22s2p63s2p3,
    это р-элемент. Характерные степени окисления
    фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее
    устойчивой является степень окисления +5. В
    соединениях фосфор может входить как в состав
    катионов, так и в состав анионов, например:

    Фосфор получил свое название благодаря
    свойству белого фосфора светиться в темноте.
    Греческое слово переводится как «несущий свет». Этим
    названием фосфор обязан своему первооткрывателю
    – алхимику Бранду, который, завороженный
    свечением белого фосфора, пришел к выводу, что
    получил философский камень.
    Фосфор может существовать в виде нескольких
    аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми
    из которых являются белый, красный и черный
    фосфор.
    Молекула белого фосфора (наиболее
    активного аллотропа) имеет молекулярную
    кристаллическую решетку, в узлах которой
    находятся четырехатомные молекулы Р4
    тетраэдрического строения.
    Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит
    без разложения, обладает чесночным запахом. На
    воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится
    зеленоватым цветом), возможно самовоспламенение
    мелкодисперсного белого фосфора. В воде
    нерастворим (хранят под слоем воды), но хорошо
    растворяется в органических растворителях.
    Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м3).
    Обладает очень высокой химической активностью.
    При нагревании без доступа воздуха до 250–300 °С
    превращается в красный фосфор.
    Красный фосфор – это неорганический
    полимер; макромолекулы Рn могут иметь
    как циклическое, так и ациклическое строение. По
    свойствам резко отличается от белого фосфора: не
    ядовит, не светится в темноте, не растворяется в
    сероуглероде и других органических
    растворителях, не обладает высокой химической
    активностью. При комнатной температуре медленно
    переходит в белый фосфор; при нагревании до
    200 °С под давлением превращается в черный
    фосфор.
    Черный фосфор по виду похож на графит.
    По структуре – это неорганический полимер,
    молекулы которого имеют слоистую структуру.
    Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность
    значительно ниже, чем у белого фосфора. На
    воздухе устойчив. При нагревании переходит в
    красный фосфор.
    Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
    Наиболее активным в химическом отношении
    является белый фосфор (но на практике
    предпочитают работать с красным фосфором). Он
    может проявлять в реакциях свойства как
    окислителя, так и восстановителя, например:
    Н2 (+):

    О2 (+):
    4Р + 3О2 2Р2О3,
    4Р + 5О2 2Р2О5.
    Металлы (+/–)*:
    3Ca + 2P Ca3P2,
    3Na + P Na3P,
    Cu + P реакция не
    идет.
    Неметаллы (+):

    но
    2Р + 3I 2PI3,
    6P + 5N2 2P2N5.
    Н2О (+):

    Основные оксиды (–).
    Кислотные оксиды (–).
    Щелочи (+):

    Кислоты (не окислители) (–).
    Кислоты-окислители (+):
    3P (кр.) + 5HNO3 (разб.) + 2H2O = 3H3PO4
    + 5NO,
    P (кр.) + 5HNO3 (конц.) H3PO4 + 5NO2 + H2O,
    2P (кр.) + H2SO4 (конц.) 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
    Соли (–)**.
    В п р и р о д е фосфор встречается в виде
    соединений (солей), важнейшими из которых
    являются фосфорит (Ca3(PO4)2),
    хлорапатит (Ca3(PO4)2•CaCl2) и
    фторапатит (Ca3(PO4)2•CaF2).
    Фосфат кальция содержится в костях всех
    позвоночных животных, обусловливая их прочность.
    Фосфор п о л у ч а ю т в электропечах, сплавляя
    без доступа воздуха фосфат кальция, песок и
    уголь:
    Сa3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 2P + 5CO + 3CaSiO3.
    К важнейшим соединениям фосфора относятся:
    фосфин, оксид фосфора(III), оксид фосфора(V),
    фосфорные кислоты.
    Ф о с ф и н
    Это водородное соединение фосфора, бесцветный
    газ с чесночно-рыбным запахом, очень ядовит.
    Плохо растворим в воде, но хорошо растворим в
    органических растворителях. Гораздо менее
    устойчив, чем аммиак, но является более сильным
    восстановителем. Практического значения не
    имеет.
    Для п о л у ч е н и я фосфина обычно не используют
    реакцию прямого синтеза из простых веществ;
    наиболее распространенный способ получения
    фосфина – гидролиз фосфидов:
    Сa3P2 + 6HOH = 3Ca(OH)2 + 2PH3.
    Кроме того, фосфин можно получить реакцией
    диспропорционирования между фосфором и
    растворами щелочей:
    4P + 3KOH + 3H2O
    PH3 + KPO2H2,
    или из солей фосфония:
    PH4I PH3 + HI,
    PH4I + NaOH PH3 + NaI + H2O.
    Химические свойства фосфина целесообразно
    рассматривать с двух сторон.
    Кислотно-основные свойства. Фосфин
    образует с водой неустойчивый гидрат,
    проявляющий очень слабые основные свойства:
    PH3 + H2O PH3•H2O (PH4OH),
    PH3 + HCl PH4Cl,
    2PH3 + H2SO4 (PН4)2SO4.
    Окислительно-восстановительные свойства.
    Фосфин – сильный восстановитель:
    2PH3 + 4O2 P2O5 + 3H2O,
    PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = H3PO4
    + 8Ag + 8HNO3.
    О к с и д ф о с ф о р а(III)
    Оксид Р2О3 (истинная формула – Р4О6)
    – белое кристаллическое вещество, типичный
    кислотный оксид. При взаимодействии с водой на
    холоде образует фосфористую кислоту (средней
    силы):
    P2O3 + 3H2O = 2H3PO3

    Поскольку фосфористая кислота является
    двухосновной, при взаимодействии триоксида
    фосфора со щелочами образуется два типа
    солей – гидрофосфиты и дигидрофосфиты.
    Например:
    P2O3 + 4NaOH = 2Na2HPO3 + H2O,
    P2O3 + 2NaOH + H2O = 2NaH2PO3.
    Диоксид фосфора Р2О3 окисляется
    кислородом воздуха до пентаоксида:
    P2O3 + O2 P2O5.
    Триоксид фосфора и фосфористая кислота
    являются достаточно сильными восстановителями.
    Получают оксид фосфора(III) медленным окислением
    фосфора в недостатке кислорода:
    4P + 3O2 2P2O3.
    О к с и д ф о с ф о р а(V) и ф о с ф о р
    н ы е к и с л о т ы
    Пентаоксид фосфора Р2О5
    (истинная формула – Р4О10) – белое
    гигроскопичное кристаллическое вещество. В
    твердом и газообразном состояниях молекула
    существует в виде димера, при высоких
    температурах мономеризуется. Типичный кислотный
    оксид. Очень хорошо растворяется в воде, образуя
    ряд фосфорных кислот:
    метафосфорную:
    P2O5 + H2O = 2HPO3

    пирофосфорную (дифосфорную):
    P2O5 + 2H2O = H4P2O7

    ортофосфорную (фосфорную):
    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

    Пентаоксид фосфора проявляет все свойства,
    характерные для кислотных оксидов, например:
    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4,
    P2O5 + 3CaO 2Ca3(PO4)2;
    может образовывать три типа солей:

    Окислительные свойства для него не характерны,
    т.к. степень окисления +5 является для фосфора
    очень устойчивой. Получают пентаоксид фосфора
    при горении фосфора в достаточном количестве
    кислорода:
    4P + 5O2 2P2O5.
    Ортофосфорная кислота Н3РО4 –
    бесцветное кристаллическое вещество, очень
    хорошо растворимое в воде, гигроскопична. Это
    трехосновная кислота средней силы; не обладает
    выраженными окислительными свойствами.
    Проявляет все химические свойства, характерные
    для кислот, образует три типа солей (фосфаты,
    гидрофосфаты и дигидрофосфаты):
    2H3PO4 + 3Ca = Ca3(PO4)2
    + 3H2,
    H3PO4 + Cu ,
    2H3PO4 + 3CaO = Ca3(PO4)2
    + 3H2O,

    2H3PO4 + K2CO3 = 2KH2PO4
    + CO2 + H2O.
    В промышленности фосфорную кислоту п о л у ч а ю
    т экстракционным:
    Ca3(PO4)2 + 3H2SO4
    = 2H3PO4 + 3CaSO4,
    а также термическим методом:
    Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 3СaSiO3 + 2P + 5CO,
    4P + 5O2 2P2O5,
    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.
    К лабораторным методам получения
    ортофосфорной кислоты относят действие
    разбавленной азотной кислоты на фосфор:
    3Р (кр.) + 5HNO3 (разб.) + 2Н2О = 3H3PO4
    + 5NO,
    взаимодействие метафосфорной кислоты с водой
    при нагревании:
    HPO3 + H2O H3PO4.
    В организме человека ортофосфорная кислота
    образуется при гидролизе аденозинотрифосфорной
    кислоты (АТФ):
    АТФ АДФ + H3PO4.
    Качественной реакцией на фосфат-ион
    является реакция с катионом серебра; образуется
    осадок желтого цвета, не растворимый в
    слабокислых средах:
    3Ag+ + = Ag3PO4,
    3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4 + 3KNO3.
    Кроме вышеперечисленных фосфорных кислот
    (содержащих фосфор в степени окисления +5), для
    фосфора известно много других
    кислородсодержащих кислот. Приведем некоторые
    из важнейших представителей.
    Фосфорноватистая (НРО2Н2) –
    одноосновная кислота средней силы. Второе ее
    название – фосфиновая:

    Соли этой кислоты называют гипофосфитами, или
    фосфитами, например KРО2Н2.
    Фосфористая (Н3РО3) –
    двухосновная кислота средней силы, немного
    слабее фосфорноватистой. Также имеет второе
    название – фосфоновая:

    Ее соли называются фосфиты, или фосфонаты,
    например K2РО3Н.
    Дифосфорная (пирофосфорная) (Н4Р2О7)
    – четырехосновная кислота средней силы, чуть
    сильнее ортофосфорной:

    Соли – дифосфаты, например K4P2O7.
    Тест по теме «Фосфор и его
    соединения»
    1.
    Исключите «лишний» элемент из перечисленных по
    принципу возможности образования аллотропных
    модификаций:
    а) кислород; б) азот;
    в) фосфор; г) сера.
    2. При взаимодействии 42,6 г фосфорного
    ангидрида и 400 г 15%-го раствора гидроксида натрия
    образуется:
    а) фосфат натрия;
    б) гидрофосфат натрия;
    в) смесь фосфата и гидрофосфата натрия;
    г) смесь гидро- и дигидрофосфата натрия.
    3. Сумма коэффициентов в уравнении
    электролитической диссоциации фосфата калия
    равна:
    а) 5; б) 3; в) 4; г) 8.
    4. Число электронов на внешнем уровне атома
    фосфора:
    а) 2; б) 3; в) 5; г) 15.
    5. Фосфор, полученный из 33 г технического
    фосфата кальция, сожгли в кислороде.
    Образовавшийся оксид фосфора(V) прореагировал с
    200 мл 10%-го раствора гидроксида натрия
    (плотность – 1,2 г/мл) с образованием средней
    соли. Масса примесей в техническом образце
    фосфата кальция (в г) составляет:
    а) 3,5; б) 1,5; в) 2; г) 4,8.
    6. Число -связей
    в молекуле пирофосфорной кислоты:
    а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.
    7. Число атомов водорода, содержащихся в
    4,48 л (н.у.) фосфина равно:
    а) 1,2•1023; б) 0,6•1023;
    в) 6,02•1023; г) 3,6•1023.
    8. При температуре 30 °С некая реакция
    протекает за 15 с, а при 0 °С – за 2 мин.
    Коэффициент Вант-Гоффа для данной реакции:
    а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.
    9. Ортофосфорная кислота может реагировать
    со следующими веществами:
    а) оксид меди(II); б)гидроксид калия;
    в) азотная кислота; г) цинк.
    10. Сумма коэффициентов в реакции между
    фосфором и бертолетовой солью равна:
    а) 9; б) 6; в) 19; г) такая реакция невозможна.
    Ключ к тесту

  4. Kelbine 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

  5. Dismos Ответить

    Фосфин

    Эмпирическая формула фосфина РН3. Он по свойствам во многом напоминает аммиак. Его получают при взаимодействии фосфора и молекулярного водорода (см. 9.34, свойство фосфора 2.4), при гидролизе фосфидов металлов:

    при действии кислот на фосфиды:

    или при взаимодействии белого фосфора с щелочами (см. 9.34, свойство фосфора 3).
    Рассмотрим некоторые химические свойства фосфина.
    1. Фосфин самовоспламеняется на воздухе:

    2. Взаимодействует с кислотами, образуя соли фосфония, которые по своим свойствам напоминают свойства солей аммония:

    Фосфин проявляет и другие химические свойства. Практического значения фосфин не имеет.

    Оксид фосфора(Ш) [фосфористый ангидрид]

    Р203 — типичный кислотный оксид. Получается при медленном окислении фосфора в избытке последнего (см. 9.31). Ему соответствует гидроксид с общей формулой Н3Р03.
    Большого практического использования не имеет.

    Гидроксид фосфора(Ш)

    Гидроксид фосфора(Ш) образует два изомера: (Н0)2НР03 (1) и (НО)3Р (2), из которых устойчива двухосновная фосфористая кислота (1); ее формула в уравнениях Н3Р03. Ниже приведены графические формулы изомеров:

    Фосфористая кислота — твердое, бесцветное кристаллическое вещество, гигроскопично (поглощает воду). При относительно небольшом нагревании (до температуры кипения) подвергается превращению в фосфин и ортофосфорную кислоту (диспропорционирование):

    Фосфористая кислота получается при гидролизе трихлорида фосфора:

    Это типичная неокислительная кислота, слабый электролит. Взаимодействие фосфористой кислоты с металлами и щелочами выражается уравнениями:

    Эта кислота легко окисляется (является восстановителем):

    Соли фосфористой кислоты — фосфиты, их два класса: средние (К2НР03, СаНР03 и т. д.) и кислые (КН2Р03 — гидрофосфит калия). Применяются как реактивы в лаборатории.
    ? Задания для самостоятельной работы
    1. Поясните, какие степени окисления проявляет фосфор в фосфине, фосфористом ангидриде и фосфористой кислоте; запишите формулы этих веществ.
    2. Напишите уравнения реакций получения фосфина, фосфористого ангидрида и фосфористой кислоты.
    3. Напишите уравнения реакций взаимодействия фосфористой кислоты с гидроксидом калия (два варианта); поясните, возможна или нет реакция: 3 моль гидроксида калия с 1 моль фосфорной кислоты; ответ обоснуйте.

Добавить ответ

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