Уравнение фосфорной кислоты с оксидом

Фосфорная кислота: получение и свойства

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H₃PO₄, мета-фосфорную HPO₃, пиро-фосфорную H₄P₂O₇.

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет ортофосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.) .

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например , концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Химические свойства

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая) .

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

HPO₄ 2– ⇄ H + + PO₄ 3–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

4. При нагревании H₃PO₄ до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , фосфорная кислота реагирует с магнием:

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

Р₂О₃ — кислотный оксид

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р₂О₃ — очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

2. Окисление галогенами:

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:

Химические свойства

Р₂О₅ — типичный кислотный оксид

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р₂О₅ — водоотнимающий агент

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

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:

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.

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

Восстановительные свойства

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.

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

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:

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

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:

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

Химические свойства

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Кислотные функции

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

В отличие от аниона NO₃ — в азотной кислоте, анион РO₄ 3- окисляющим действием не обладает.

Качественная реакция на анион РO₄ 3-

Реактивом для обнаружения анионов РO₄ 3- (а также НРO₄ 2- , Н₂РO₄ — ) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

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.

Растворимость в воде

большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)

Урок №37. Оксид фосфора (V). Фосфорная кислота и её соли. Фосфорные удобрения

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства:

Оксид фосфора (V) Р 2 О 5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение:

Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O 2 = t, °C = 2P 2 O 5

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 НРО 3 :

P 2 O 5 + H 2 O = холод = HPO 3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4 :

P 2 O 5 + 3H 2 O = t, °C = 2H 3 PO 4

При нагревании H 3 PO 4 можно получить пирофосфорную кислоту H 4 P 2 O 7 :

2H 3 PO 4 = t, °C = H 2 O + H 4 P 2 O 7

Ортофосфорная кислота

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н 3 РO 4 .

Строение молекулы:

В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

Физические свойства:

Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение:

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

P 2 O 5 + 3H 2 O = t, °C = 2H 3 PO 4

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

Сa 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = t, °C = 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

Химические свойства:

Свойства, общие с другими кислотами

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 — (дигидроортофосфат-ион)

H 2 PO 4 — ↔ H + + HPO 4 2- (гидроортофосфат-ион)

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- (ортофосфат-ион)

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

металл+ H 3 PO 4 =соль+Н 2 ↑

3. Взаимодействует с основными оксидами:

оксид металла + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О

основание + H 3 PO 4 = соль + Н 2 О

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H 3 PO 4(изб) + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O или

H 3 PO 4(изб) + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

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

6. Реагирует с солями слабых кислот:

2H 3 PO 4 +3Na 2 CO 3 = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O + 3CO 2 ↑

Специфические свойства

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

2H 3 PO 4 = t, °C =H 2 O + H 4 P 2 O 7

H 4 P 2 O 7 = t, °C = H 2 O + 2HPO 3

2. Качественная реакция на фосфат-ионы

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

Н 3 РО 4 + 3AgNO 3 = Ag 3 PO 4 ↓+ 3HNO 3

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.

Применение:

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

Фосфорные удобрения

Фосфор – элемент важнейшего органического соединения для любого организма аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ. Эта кислота служит аккумулятором энергии в живой клетке. Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот – ДНК и РНК, а без них невозможно хранение и воспроизведение генетической информации, содержащейся в клетке. Фосфор принимает активное участие в восстановлении и и распаде углеводов, оказывая большое влияние на рост растения, его цветение и плодоношение.

Растения усваивают фосфор из почвы главным образом в виде фосфат – иона (РО 4 3- ). Как известно, фосфорная кислота образует три типа солей: орто-, гидро- и дигидрофосфаты. Для усвоения растением удобрение должно быть растворимо в воде, из средних фосфатов растворимы только соли щелочных металлов, гидрофосфаты растворимы лучше, зато дигидрофосфаты растворимы все без исключения.

Однако, и нерастворимая фосфоритная мука Са 3 (РО 4 ) 2 и труднорастворимый преципитат СаНРО 4 прекрасно усваиваются некоторыми культурами (люпин, горох, горчица, гречиха…). Дело в том, что корневые волоски этих растений выделяют органические кислоты, растворяющие неподатливые в воде соли.

Одно из первых фосфорных удобрений – это простой суперфосфат CaSO 4 . Ca(H 2 PO 4 ) 2 . Массовая доля оксида фосфора в нем не превышает 20% (это немного), кроме того, большую часть этого удобрения составляет балласт – сульфат кальция. Однако, пользоваться им будут еще долго, из-за легкости его получения:

В другом фосфорном удобрении – двойном суперфосфате Са(Н 2 РО 4 )∙Н 2 О — в отличие от простого нет балласта – неусваиваемого растениями гипса. Производство этого удобрения связано с применением фосфорной кислоты вместо серной, сырьем может служить как фосфорит (ортофосфат кальция), так и известняк (карбонат кальция):

Са 3 (РО 4 ) 2 + 4Н 3 РО 4 + 3Н 2 О = 3Са(Н 2 РО 4 ) 2 ∙Н 2 О

СаСО 3 + 2Н 3 РО 4 = Са(Н 2 РО 4 ) 2 ∙Н 2 О + СО 2

На основе фосфорной кислоты также можно получить еще одно фосфорное удобрение – преципитат СаНРО 4 , содержащий 27–42 % фосфорного ангидрида:

2Н 3 РО 4 + Са(ОН) 2 = Са(Н 2 РО 4 ) 2 + 2Н 2 О

Са(Н 2 РО 4 ) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаНРО 4 + 2Н 2 О

А если заменить в этих удобрениях довольно безразличный для растений кальций на ион аммония? Нейтрализацией фосфорной кислоты газообразным аммиаком получают высокоэффективные удобрения — аммофосы:

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

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

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:

2. оксидом калия

3. гидроксидом калия

4. сульфитом калия

№3. Осуществите превращения по схеме:

№4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором?