Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения

Сегодня предлагаем ознакомится с темой: "оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения | 2020 год". Здесь собрана информация из авторитетных источников и размещена в удобном для чтения виде.

Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения

Фосфин-бесцветный газ с характерным рыбным запахом. Он очень ядовит. Для получения фосфина в лабораторных условиях кипятят белый фосфор в концентрированном водном растворе гидроксида натрия:

Фосфин, получаемый таким способом, может самопроизвольно возгораться из-за присутствия в нем неустойчивого дифосфина

Молекула фосфина имеет пирамидальную форму подобно молекуле аммиака, хотя с другими углами между связями.

Основность фосфина меньше, чем у аммиака, и в отличие от аммиака фосфин очень плохо растворяется в воде. Это объясняется меньшей электроотрицательностью фосфора по сравнению с азотом, в связи с чем фосфор не образует водородных связей с водой. Отсутствие в жидком фосфине водродных связей приводит к тому, что фосфин имеет более низкую температуру кипения, чем аммиак, несмотря на то что его относительная молекулярная масса выше.

Хлориды фосфора

Фосфор образует два хлорида: трихлорид фосфора

и пентахлорид фосфора

Трихлорид фосфора получают, пропуская хлор над поверхностью белого фосфора. При этом фосфор горит бледно-зеленым пламенем, а образующийся хлорид фосфора конденсируется в виде бесцветной жидкости.

Трихлорид фосфора гидролизуется водой с образованием фосфористой кислоты и хлороводорода:

Трихлорид фосфора используется в органической химии в качестве хлорирующего реагента.

Пентахлорид фосфора можно получить в лабораторных условиях с помощью реакции хлора и трихлорида фосфора, проводимой при температуре около

Эта реакция обратима:

Пентахлорид фосфора представляет собой бледно-желтое кристаллическое вещество, состоящее из тетраэдрических ионов

и октаэдрических ионов . В газообразном состоянии состоит из ковалентных молекул имеющих бипирамидальную форму.

При нагревании пентахлорид фосфора диссоциирует на трихлорид фосфора и хлор.

Пентахлорид фосфора бурно реагирует с водой, образуя

кислоту. Эта реакция описывается следующим суммарным уравнением:

Пентахлорид фосфора тоже используется как хлорирующий реагент.

Оксиды фосфора

Оксид

представляет собой белое твердое вещество; он образуется при сгорании белого фосфора в условиях ограниченного доступа воздуха. Если же белый фосфор сгорает в избыточном количестве воздуха, образуется другое белое вещество оксид

Чтобы предотвратить самопроизвольное протекание этих реакций, белый фосфор хранят под слоем воды. Оксид

при нагревании реагирует с кислородом, образуя оксид

Оксиды

обладают кислотными свойствами и лег» реагируют с водой, образуя фосфористую либо кислоты соответствен но:

Поэтому оба этих оксида необходимо хранить в герметичных сосудах.

высокого сродства к воде оксид иногда используют в качестве осушающей средства.

Кислоты фосфора и их соли

Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Некоторые и: них мономерны, например фосфиновая, фосфористая и

кислоты. Кислоты фосфора могут быть одноосновными (однопротонными) либс многоосновными (многопротонными). Кроме того, фосфор образует еще полимерньк оксокислоты. Такие кислоты могут иметь ациклическое либо циклическое строение, Например, кислота представляет собой димернук оксокислоту фосфора.

Наиболее важной из всех этих кислот является

кислота (другое ее название — ортофосфорная кислота). При нормальных условиях она представляет собой белое кристаллическое вещество, расплывающееся при поглощении влаги из воздуха. Ее -ный водный раствор называют «сиропообразной фосфорной кислотой». кислота является слабой трехосновной кислотой:

Трех- и двузамещенные соли

кислоты, как правило, нерастворимы в воде, исключение составляют лишь соли щелочных металлов и аммония. Соли, содержащие -ион, обладают большей растворимостью. Например, фосфат кальция содержащийся в фосфорной руде, нерастворим, а дигидрофосфат кальция растворим. Последний используется как составная часть фосфатного удобрения суперфосфата (см. гл. 13).

Кислородсодержащие кислоты

и их соли

Фосфиновая кислота

Фосфоновая кислота

Фосфорная

Дифосфорная(V) (пирофосфорная) кислота

Фосфорную(V) кислоту в промышленных условиях получают нагреванием смеси фосфорной руды с концентрированной серной кислотой либо растворением оксида фосфора(V) в воде (см. выше).

Итак, повторим еще раз!

1. При перемещении к нижней части V группы неметаллические свойства элементов сменяются металлическими.

2. Фосфор существует в трех аллотропных формах.

3. Азот и фосфор существуют в своих соединениях в состояниях окисления от —3 до +5.

4. Процесс превращения атмосферного азота в форму, усвояемую растениями и животными, называется связыванием (фиксацией) азота. Этот процесс является составной частью круговорота азота в природе.

5. Промышленное получение азота основано на сжижении воздуха и его последующей фракционной перегонке.

6. Фосфор необходим животным для построения костных тканей и для обеспечения организма энергией в процессе дыхания (см. также ниже).

Читайте так же:  Рассада бархатцев в домашних условиях

7. Фосфор входит в состав некоторых минералов, важнейшим из которых является апатит.

8. Апатит используется для получения фосфатных удобрений.

9. Аммиак представляет собой ковалентное соединение, молекулы которого имеют пирамидальную форму.

10. Аммиак обладает свойствами льюисова основания.

11. Растворы аммиака осаждают нерастворимые гидроксиды металлов из растворов солей этих металлов.

12. Аммиак обладает свойствами восстановителя.

13. Соли аммония при нагревании разлагаются.

14. Все шесть оксидов азота являются эндотермическими соединениями.

15. Тремя важнейшими оксидами азота являются: а) оксид диазота

, б) моноксид азота NO, в) диоксид азота . Все они представляют собой простые молекулярные соединения, которые по их электронному строению можно рассматривать как резонансные гибриды. Например

16. Оксиды азота считаются первичными загрязнителями окружающей среды. В атмосфере они вступают в различные реакции, образуя вторичные загрязнители. Последние могут приводить к образованию фотохимического смога.

17. Азотная кислота является типичной сильной кислотой.

18. Азотная кислота используется в качестве нитрующего реагента в органической химии.

19. Неорганические нитраты при нагревании разлагаются.

20. Для промышленного получения азотной кислоты используется процесс Оствальда. Он состоит из трех стадий: 1) каталитическое окисление аммиака, 2) получение диоксида азота, 3) превращение диоксида азота в азотную кислоту.

21. Оба хлорида фосфора гидролизуются водой.

22. Оба оксида фосфора обладают кислотными свойствами.

23. Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Важнейшей из них является

или ортофосфорная, кислота .

Фосфор

Характеристика элемента фосфора

Фосфор — элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [10Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Уравнения важнейших реакций фосфора:

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:

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:

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.

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.

Качественная реакция на ион РО4 3-

— 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 НРО4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

Читайте так же:  К чему снится рассада

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

Дигидроортофосфат натрия NaH2PO4. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н2Р04 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Н2Р04 образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).

Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация H34 едким натром:

Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O

Ортофосфат кальция Са3(PO4)2— Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).

Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.

Уравнения важнейших реакций:

Соединения фосфора

Фосфин РН3. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр 3 -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:

Видео (кликните для воспроизведения).

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 (Р25)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] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-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.

Фосфорные удобрения

Смесь Са(Н2Р04)2 и CaS04 называется простым суперфосфатом, Са(Н2Р04)2 с примесью СаНР04двойным суперфосфатом, они легко усваиваются растениями при подкормке.

Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4.

Хлорид фосфора (V) PCI5. Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P2Cl10 с ионным строением РСl4+[РСl6] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.

Оксиды фосфора. Фосфорная кислота

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:

Читайте так же:  Как правильно поливать деревья

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует с основаниями и основными оксидами, например:

При взаимодействии Р2О5 со щелочами в зависимости от соотношения реагентов могут образовываться не только средние, но и кислые соли:

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 о С, 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:

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:

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

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:

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:

Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита:

Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидроксидом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением:

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:

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

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

О сайте

Добро пожаловать на сайт! Здесь вы найдете самую полную информацию об истории химии и ее развитии как науки, а также интересные статьи о всех химических элементах известных на сегодняшний день и о соединениях, которые они образуют.

Оксиды фосфора — свойства, химическая формула, характеристика

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.

Читайте так же:  Зелень на подоконнике выращивание

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

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:

Наименование систематическое Традиционное название Химическая формула Молярная масса, грамм/моль Плотность, грамм/куб. см Состояние
оксид фосфора (III) фосфористый ангидрид или гексаоксид тетрафосфора P2O3 219,89 2,135 белые хлопья или кристаллы
оксид фосфора (V) фосфорный ангидрид или пентаоксид фосфора P2O5 141,94 2.39 белый порошок

Аллотропные модификации фосфора

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/см 3 ). 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.

Шкала степеней окисления фосфора:

Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.

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:

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.

Читайте так же:  Ясколка снежный ковер выращивание

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.

Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения

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

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:

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4:

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.

1) Взаимодействие оксида фосфора ( V ) с водой при нагревании:

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

Свойства, общие с другими кислотами

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н2):

3. Взаимодействует с основными оксидами :

4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН) n :

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли:

6. Реагирует с солями слабых кислот :

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

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.

№1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na 2

O
2. NaOH
3. H 2 O при нагревании
4. H 2 O 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:
Сa 3 (PO 4 ) 2 -> P -> PH 3 -> P 2 O 5 -> H 3 PO 4 -> Ca 3 (PO 4 ) 2
Назовите вещества

№4.

Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме самостоятельно.

Видео (кликните для воспроизведения).

Источники

Оксиды и кислоты фосфора фосфорные удобрения
Оценка 5 проголосовавших: 1

ОСТАВЬТЕ ОТВЕТ

Please enter your comment!
Please enter your name here