Уравнения реакций для оксидов фосфора

Оксид фосфора (V): получение и свойства

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

Химические свойства

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например , оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями .

Например , оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

Еще пример : оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

Соединения фосфора

Фосфин (PH₃)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH₃ получить нельзя.

• Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

• Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

• Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

• PH₃не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH₃ — Проявляет свойства сильного восстановителя.

• Вступает в реакции с кислотами – окислителями:

• С безводными кислотами образует соли:

Окисляется кислородом. При Т

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН₃:

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р₂О₃ — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Т_пл = 23,5°С

Пары существует в виде димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

• Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р₂О₃в горячей воде:

• При взаимодействии Р₂О₃с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

• При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Окисление галогенами:

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р₂О₅)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной температуре Р₂О₅ — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р₄О₁₀.

Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р₂О₅ проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

• с водой, с образованием различных кислот:

• с основными оксидами, с образованием фосфатов

• с щелочами, с образованием средних и кислых солей

• Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.

Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

Фосфористая кислота ( H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

• Окисление белого фосфора хлором:

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H₃PO₃ известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н₂[НРО₃]

При комнатной температуре H₃PO₃ – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл = 74°С.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является слабой кислотой.

• Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

• Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

• Реагируют с сильными окислителями:

• Реагируют с более слабыми окислителями:

• В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

• При нагревании водного раствора Н₃РO₃окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

• Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

• взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н₂

• взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

• диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

• Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н₂РО₃, например: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO₃, например: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н₃РO₄)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н₃РO₄ получают двумя способами:

• Разложением природного соединения – фосфата кальция Са₃(РO₄)₂ серной кислотой:

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Н₃РO₄ получают окислением фосфора азотной кислотой:

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ – прозрачное, легкоплавкое (Т_пл = 42°С) кристаллическое вещество. Н₃РO₄ -очень гигроскопичное вещество и смешивается с водой в любых соотношениях. Н₃РO₄ с небольшим количеством воды образует сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO₃:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO₃, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При добавлении AgNO₃ к кислотам образуются осадки различного цвета:

• метафосфат серебра AgPO₃— белый
• пирофосфат серебра Ag₄P₂O₇ – также белый, но он не свертывает яичного белка
• ортофосфат серебра Ag₃PO₄— желтый:

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

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

• Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

• с основными оксидами:

• с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

• с аммиаком образует соли аммония:

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

• При нагревании H₃PO₄ выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислотыH₂P₂O₇:

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

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

• Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

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)