Fosfina jest bezbarwnym gazem o charakterystycznej charakterystyce rybi zapach. Jest bardzo trujący. Aby otrzymać fosfinę w warunki laboratoryjne zagotować biały fosfor w stężonym wodnym roztworze wodorotlenku sodu:

Otrzymana w ten sposób fosfina może ulec samozapłonowi na skutek obecności w niej niestabilnej difosfiny

Cząsteczka fosfiny ma kształt piramidalny, podobnie jak cząsteczka amoniaku, chociaż ma różne kąty między wiązaniami.

Zasadowość fosfiny jest mniejsza niż amoniaku i w przeciwieństwie do amoniaku fosfina jest bardzo słabo rozpuszczalna w wodzie. Wyjaśnia to niższa elektroujemność fosforu w porównaniu z azotem, dlatego fosfor nie tworzy wiązań wodorowych z wodą. Brak wiązań wodorowych w ciekłej fosfinie prowadzi do tego, że fosfina ma ich więcej niska temperatura temperaturze wrzenia niż amoniak, mimo że jego względna masa cząsteczkowa jest wyższa.

Chlorki fosforu

Fosfor tworzy dwa chlorki: trójchlorek fosforu i pięciochlorek fosforu

Trójchlorek fosforu wytwarza się przez przepuszczenie chloru nad powierzchnią białego fosforu. W tym przypadku fosfor pali się bladozielonym płomieniem, a powstały chlorek fosforu skrapla się w postaci bezbarwnej cieczy.

Trójchlorek fosforu jest hydrolizowany przez wodę, tworząc kwas fosforawy i chlorowodór:

Trójchlorek fosforu jest stosowany w chemii organicznej jako odczynnik chlorujący.

Pentachlorek fosforu można otrzymać w laboratorium w wyniku reakcji chloru i trójchlorku fosforu, prowadzonej w temperaturze około. Reakcja ta jest odwracalna:

Pentachlorek fosforu jest bladożółtą krystaliczną substancją składającą się z jonów czworościennych i jonów oktaedrycznych. W stanie gazowym składa się z cząsteczek kowalencyjnych o kształcie bipiramidalnym.

Po podgrzaniu pięciochlorek fosforu dysocjuje na trójchlorek fosforu i chlor.

Pentachlorek fosforu reaguje gwałtownie z wodą, tworząc kwas. Reakcję tę opisuje następujące równanie podsumowujące:

Pentachlorek fosforu jest również stosowany jako środek chlorujący.

Tlenki fosforu

Tlenek jest białą substancją stałą; powstaje podczas spalania fosforu białego w warunkach ograniczonego dostępu powietrza. Jeśli wypali się biały fosfor nadmiarowa ilość powietrza, tworzy się inna biała substancja, tlenek

Aby zapobiec samoistnemu wystąpieniu tych reakcji, fosfor biały jest przechowywany pod warstwą wody. Po podgrzaniu tlenek reaguje z tlenem, tworząc tlenek

Tlenki mają właściwości kwasowe i reagują z wodą, tworząc odpowiednio fosfor lub kwasy:

Dlatego oba te tlenki należy przechowywać w szczelnych pojemnikach. Tlenek ma duże powinowactwo do wody i czasami jest stosowany jako środek suszący.

Kwasy fosforowe i ich sole

Formy fosforu cała linia kwasy zawierające tlen (oksokwasy). Niektóre są monomeryczne, takie jak fosfinowy, fosforowy i kwasy. Kwasy fosforowe mogą być jednozasadowe (jednoprotonowe) lub wielozasadowe (wieloprotonowe). Ponadto fosfor tworzy również polimeryczne oksokwasy. Takie kwasy mogą mieć strukturę acykliczną lub cykliczną. Na przykład kwasem jest oksokwas będący dimerem fosforu.

Najważniejszym ze wszystkich tych kwasów jest kwas (inna nazwa to kwas fosforowy). Na normalne warunki jest to biała, krystaliczna substancja, która rozprzestrzenia się pod wpływem wilgoci z powietrza. Jego wodny roztwór nazywa się „syropem kwasu fosforowego”. kwas jest słabym kwasem trójzasadowym:

Tri- i dipodstawione sole kwasów są z reguły nierozpuszczalne w wodzie, a jedynymi wyjątkami są sole metali alkalicznych i sole amonowe. Sole zawierające -jon są bardziej rozpuszczalne. Na przykład fosforan wapnia zawarty w rudzie fosforanowej jest nierozpuszczalny, ale diwodorofosforan wapnia jest rozpuszczalny. Ten ostatni jest używany jako część superfosfat nawozów fosforowych (patrz rozdział 13).

Kwas fosfinowy

Kwas fosfonowy

Kwas fosforowy(V)(ortofosforowy).

Kwas difosforowy(V)(pirofosforowy).

Kwas fosforowy(V) wytwarza się na skalę przemysłową poprzez ogrzewanie mieszaniny rudy fosforu ze stężonym kwasem siarkowym lub przez rozpuszczenie tlenku fosforu(V) w wodzie (patrz wyżej).

Więc powiedzmy to jeszcze raz!

1. Przechodząc do dolnej części grupy V, niemetaliczne właściwości pierwiastków zastępuje się metalicznymi.

2. Fosfor występuje w trzech formach alotropowych.

3. Azot i fosfor występują w swoich związkach na stopniach utlenienia od -3 do +5.

4. Proces przekształcania azotu atmosferycznego w formę przyswajalną przez rośliny i zwierzęta nazywa się wiązaniem azotu. Ten proces jest część integralna cykl azotowy w przyrodzie.

5. Przemysłowa produkcja azotu polega na upłynnieniu powietrza i jego późniejszej destylacji frakcyjnej.

6. Fosfor jest niezbędny zwierzętom do budowy tkanki kostnej i dostarczania organizmowi energii podczas oddychania (patrz także poniżej).

7. Fosfor jest częścią niektórych minerałów, z których najważniejszym jest apatyt.

8. Apatyt służy do produkcji nawozów fosforowych.

9. Amoniak jest związkiem kowalencyjnym, którego cząsteczki mają kształt piramidy.

10. Amoniak ma właściwości zasady Lewisa.

11. Roztwory amoniaku wytrącają nierozpuszczalne wodorotlenki metali z roztworów soli tych metali.

12. Amoniak ma właściwości reduktora.

13. Sole amonowe rozkładają się pod wpływem ogrzewania.

14. Wszystkie sześć tlenków azotu to związki endotermiczne.

15. Trzy najważniejsze tlenki azotem są: a) tlenek diazotu, b) tlenek azotu NO, c) dwutlenek azotu. Wszystkie są prostymi związkami molekularnymi, które na podstawie ich struktury elektronowej można uznać za hybrydy rezonansowe. Na przykład

16. Tlenki azotu są uważane za główne zanieczyszczenia środowisko. W atmosferze wchodzą w różne reakcje, tworząc zanieczyszczenia wtórne. To ostatnie może prowadzić do powstawania smogu fotochemicznego.

17. Kwas azotowy jest typowym mocnym kwasem.

18. Kwas azotowy jest stosowany jako odczynnik nitrujący w chemii organicznej.

19. Nieorganiczne azotany rozkładają się pod wpływem ogrzewania.

20. Do przemysłowej produkcji kwasu azotowego stosuje się proces Ostwalda. Składa się z trzech etapów: 1) katalitycznego utleniania amoniaku, 2) wytwarzania dwutlenku azotu, 3) konwersji dwutlenku azotu do kwasu azotowego.

21. Obydwa chlorki fosforu ulegają hydrolizie pod wpływem wody.

22. Oba tlenki fosforu mają właściwości kwasowe.

23. Fosfor tworzy szereg kwasów zawierających tlen (oksokwasy). Najważniejszym z nich jest kwas ortofosforowy.

). Powstałe frakcje kierowane są do skraplaczy nawadnianych, a następnie gromadzone w odbiorniku, pod którego warstwą gromadzi się stopiony materiał.

Jedną z metod uzyskania pH 3 jest ogrzewanie mocną wodą. idzie na przykład według równania:

8P + ZBa(OH) 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + ZBa(H 2 PO 2) 3

HgCl 2 + H 3 PO 2 + H 2 O = H 3 PO 3 + Hg + 2HCl

Ta ostatnia jest białą, krystaliczną masą (t.t. 24°C, temperatura wrzenia 175°C). Jego definicje prowadzą do podwójnego wzoru (P 4 O 6), który odpowiada wzorowi pokazanemu na ryc. aa. 125 struktura przestrzenna.

P 2 O 3 + ZN 2 O = 2H 3 PO 3

Jak widać z powyższego porównania najbogatszy jest ortokwas, który zwykle nazywany jest po prostu kwasem fosforowym. Po podgrzaniu następuje odszczepienie i sukcesywnie tworzą się formy piro- i meta:

2H 3 PO 4 = H 2 O + H 4 R 2 O 7

H 4 P 2 O 7 = H 2 O + 2HPO 3

ZR + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZH 3PO 4 + 5NO

Na skalę produkcyjną H 3 PO 4 otrzymuje się z P 2 O 5 powstałego podczas spalania (lub jego) w temperaturze, jest bezbarwny, rozproszony (t.t. 42°C). Sprzedawany jest najczęściej w postaci 85% wodnej, o konsystencji gęstego syropu. W przeciwieństwie do innych pochodnych H 3 PO 4 nie jest trujący. Właściwości utleniające nie są dla niego wcale charakterystyczne.

NaH 2 PO 4 [fosforan pierwotny]

Na 2 HPO 4 [fosforan wtórny]

Na 3 PO 4 [fosforan trzeciorzędowy]

Ca 3 (PO 4) 2 + 4 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

Czasem zamiast tego neutralizowany jest H3PO4 i tzw. (CaHRO 4 · 2H 2 O), co również jest dobre. Na wielu glebach (o charakterze kwaśnym) jest dość dobrze pobierany przez rośliny bezpośrednio z drobno zmielonego gruntu

P 2 O 3 - tlenek fosforu (III).

W normalnej temperaturze - biała woskowata masa o t.t. 23,5" C. Bardzo łatwo odparowuje, ma nieprzyjemny zapach i jest bardzo trujący. Występuje w postaci dimerów P 4 O 6.

Sposób uzyskania

P 2 O 3 powstaje podczas powolnego utleniania fosforu lub podczas jego spalania przy braku tlenu:

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

Właściwości chemiczne

P 2 O 3 - tlenek kwasowy

Jak tlenek kwasowy reaguje z wodą, tworząc kwas fosforawy:

P 2 O 3 + ZN 2 O = 2H 3 PO 3

Ale kiedy się rozpuści gorąca woda zachodzi bardzo gwałtowna reakcja dysproporcjonowania P 2 O 3:

2P 2 O 3 + 6H 2 O = PH 3 + 3H 3 PO 4

Oddziaływanie P 2 O 3 z zasadami prowadzi do powstania soli kwasu fosforawego:

P 2 O 3 + 4 NaOH = 2 Na 2 HPO 3 + H 2 O

R 2 O 3 - bardzo silny środek redukujący

1. Utlenianie tlenem z powietrza:

P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

2. Utlenianie halogenami:

P 2 O 3 + 2Cl 2 + 5H 2 O = 4HCl + 2H 3 PO 4

P 2 O 5 - tlenek fosforu (V)

W zwykłych temperaturach jest to biała, śnieżnobiała masa, bezwonna, występująca w postaci dimerów P 4 O 10. W kontakcie z powietrzem rozpuszcza się w syropowatą ciecz (HPO 3). R 2 O 5 jest najskuteczniejszym środkiem suszącym i usuwającym wodę. Stosowany do suszenia substancji nielotnych i gazów.

Sposób uzyskania

Bezwodnik fosforu powstaje w wyniku spalania fosforu w nadmiarze powietrza:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Właściwości chemiczne

P 2 O 5 - typowy tlenek kwasowy

Jak oddziałuje tlenek kwasowy P 2 O 5:

a) z wodą, tworząc różne kwasy

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 metafosforowy

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 pirofosforowy (difosforowy)

P 2 O 5 + ZH 2 O = 2H 3 PO 4 ortofosforowy

b) z tlenkami zasadowymi, tworząc fosforany P 2 O 5 + ZBaO = Ba 3 (PO 4) 2

P 2 O 5 + 6 NaOH = 2 Na 3 PO 4 + ZN 2 O

P2O5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + H2O

P 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaH 2 PO 4 + H 2 O

R 2 O 5 - środek usuwający wodę

Bezwodnik fosforu usuwa nie tylko wilgoć higroskopijną z innych substancji, ale także chemicznie związana woda. Jest nawet zdolny do odwadniania oksokwasów:

P 2 O 5 + 2HNO 3 = 2HPO 3 + N 2 O 5

P 2 O 5 + 2HClO 4 = 2HPO 3 + Cl 2 O 7

Służy do wytwarzania bezwodników kwasowych.

Kwasy fosforowe

Fosfor tworzy tylko 2 stabilne tlenki, ale duża liczba kwasy, w których występuje na stopniach utlenienia +5, +4, +3, +1. Strukturę najbardziej znanych kwasów wyrażają poniższe wzory

Jak widać z tych wzorów, fosfor we wszystkich przypadkach tworzy pięć wiązań kowalencyjnych, tj. ma wartościowość równą V. Jednocześnie różnią się stopnie utlenienia fosforu i zasadowość kwasów.

Największy Praktyczne znaczenie zawierają kwasy ortofosforowy (fosforowy) i ortofosforowy (fosforowy).

H 3 PO 4 - kwas fosforawy

Ważną cechą kwasu fosforawego jest struktura jego cząsteczek. Jeden z 3 atomów wodoru jest związany bezpośrednio z atomem fosforu i dlatego nie można go zastąpić atomami metalu, w wyniku czego kwas ten jest dwuzasadowy. Wzór kwasu fosforawego jest napisany z uwzględnieniem tego faktu w następujący sposób: N2 [NRO3]

Jest to słaby kwas.

Metody uzyskiwania

1. Rozpuszczanie P 2 O 3 w wodzie (patrz wyżej).

2. Hydroliza halogenków fosforu (III): PCl 3 + ZH 2 O = H 2 [HPO 3 ] + 3HCl

3. Utlenianie fosforu białego chlorem: 2P + 3Cl 2 + 6H 2 O = 2H 2 [HPO 3 ] + 6HCl

Właściwości fizyczne

W zwykłych temperaturach H3PO3 są bezbarwnymi kryształami o t.t. 74°C, dobrze rozpuszczalny w wodzie.

Właściwości chemiczne

Funkcje kwasowe

Kwas fosforawy wykazuje wszystkie właściwości charakterystyczne dla klasy kwasów: oddziałuje z metalami, uwalniając H2; z tlenkami metali i zasadami. Tworzą się w tym przypadku jedno- i dwupodstawione fosforyny, na przykład:

H 2 [HPO 3 ] + NaOH = NaH + H 2 O

H2[HPO3] + 2NaOH = Na2 + 2H2O

Właściwości regenerujące

Kwas i jego sole są bardzo silnymi środkami redukującymi; wchodzą w reakcje redoks zarówno z silnymi utleniaczami (halogeny, H 2 SO 4 stęż., K 2 Cr 2 O 2), jak i dość słabymi (np. redukują Au, Ag, Pt, Pd z roztworów ich soli ) . Kwas fosforowy przekształca się w kwas fosforowy.

Przykłady reakcji:

H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2Ag↓ + 2HNO 3

H 3 PO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl

Po podgrzaniu w wodzie H 3 PO 3 utlenia się do H 3 PO 4 z uwolnieniem wodoru:

H. 3 PO 3 + H. 2 O = H. 3 PO 4 + H. 2

Właściwości regenerujące

Reakcja dysproporcjonowania

Po podgrzaniu bezwodnego kwasu następuje dysproporcjonowanie: 4H 3 PO 3 = 3H 3 PO 4 + PH 3

Fosforyny - sole kwasu fosforawego

Dwuzasadowy kwas fosforawy tworzy dwa rodzaje soli:

a) monopodstawione fosforyny (sole kwasowe), w cząsteczkach których atomy metali są związane z anionami H2PO3.

Przykłady: NaH2PO3, Ca(H2PO3)

b) dipodstawione fosforyny (sole średnie), w cząsteczkach których atomy metali są związane z anionami 2-1 HPO 3.

Przykłady: Na2HPO3, CaHPO3.

Większość fosforynów jest słabo rozpuszczalna w wodzie; tylko fosforyny metali alkalicznych i wapnia są dobrze rozpuszczalne.

H 3 PO 4 - kwas ortofosforowy

Kwas 3-zasadowy średnia siła. Dysocjacja zachodzi głównie w pierwszym etapie:

H 3 PO 4 → H + + H 2 PO 4 -

W drugim i trzecim etapie dysocjacja zachodzi w znikomym stopniu:

H 2 PO 4 - → H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- → N + + PO 4 3-

Właściwości fizyczne

W zwykłych temperaturach bezwodny H 3 PO 4 jest przezroczystą substancją krystaliczną, bardzo higroskopijną i topliwą (temperatura topnienia 42 ° C). Miesza się z wodą w dowolnym stosunku.

Metody uzyskiwania

Materiałem wyjściowym do przemysłowej produkcji H 3 PO 4 jest naturalny fosforan Ca 3 (PO 4) 2:

I. Synteza 3-etapowa:

Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 2 O 5 → H 3 PO 4

II. Wymień rozkład fosforytu na kwas siarkowy

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓

Otrzymany tą metodą kwas jest zanieczyszczony siarczanem wapnia.

III. Utlenianie fosforu kwasem azotowym (metoda laboratoryjna):

ZR + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZH 3PO 4 + 5NO

Właściwości chemiczne

H 3 PO 4 odkrywa wszystko właściwości ogólne kwasy - oddziałuje z aktywnymi metalami, zasadowymi tlenkami i zasadami, tworzy sole amonowe.

Funkcje kwasowe

Przykłady reakcji:

2H3PO4 + 6Na = 2Na3PO4 + 3H2t

2H 3 PO 4 + ZCaO = Ca 3 (PO 4) 2 + ZH 2 O

c) z zasadami, tworząc sole średnie i kwasowe

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + ZH2O

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4

H 3 PO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 HPO 4

W przeciwieństwie do anionu NO 3 w kwasie azotowym, anion PO 4 3 - nie ma działania utleniającego.

Jakościowa reakcja na anion PO 4 3-

Odczynnikiem do wykrywania anionów PO 4 3- (a także HPO 4 2-, H 2 PO 4 -) jest roztwór AgNO 3, po dodaniu którego powstaje nierozpuszczalny żółty fosforan srebra:

ZAg + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓

Tworzenie estrów

Estry nukleozydów i kwasu fosforowego są fragmentami strukturalnymi naturalnych biopolimerów – kwasów nukleinowych.

Grupy fosforanowe występują także w enzymach i witaminach.

Fosforany. Nawozy fosforowe.

H 3 PO 4 jako kwas 3-zasadowy tworzy 3 rodzaje soli, które mają ogromne znaczenie praktyczne.

Rozpuszczalne sole kwasu fosforowego w roztwory wodne ulegają hydrolizie.

Jako nawozy fosforowe stosuje się fosforany wapnia i amonu oraz wodorofosforany.

1. Mąka fosforytowa - drobno zmielony naturalny fosforan wapnia Ca 3 (PO 4) 2

2. Prosty superfosfat - Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

3. Superfosfat podwójny - Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

4. Osad - Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O

5. Ammofos - NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4;

2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4

6. Ammophoska - Ammophos + KNO 3

Fosfor- element trzeciego okresu i grupy VA Układ okresowy, numer seryjny 15. Wzór elektronowy atomu [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , stabilny stopień utlenienia w związkach +V.

Skala stanu utlenienia fosforu:

Elektroujemność fosforu (2,32) jest znacznie niższa niż typowych niemetali i nieco wyższa niż wodoru. Tworzy różne kwasy, sole i związki binarne zawierające tlen, wykazuje właściwości niemetaliczne (kwasowe). Większość fosforanów jest nierozpuszczalna w wodzie.

W naturze - trzynasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (szósty wśród niemetali), występujący tylko w postaci związanej chemicznie. Istotny element.

Brak fosforu w glebie rekompensuje wprowadzenie nawozów fosforowych - głównie superfosfatów.

Alotropowe modyfikacje fosforu

Fosfor czerwony i biały P. Znanych jest kilka alotropowych form fosforu w postaci wolnej, z których najważniejsze to biały fosfor R 4 i czerwony fosfor Pn. W równaniach reakcji formy alotropowe są przedstawiane jako P (czerwony) i P (biały).

Czerwony fosfor składa się z cząsteczek polimeru P n różne długości. Amorficzny, w temperaturze pokojowej powoli zamienia się w biały fosfor. Po podgrzaniu do 416°C sublimuje (kiedy para się ochładza, skrapla się biały fosfor). Nierozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. Aktywność chemiczna jest niższa niż białego fosforu. W powietrzu zapala się dopiero po podgrzaniu.

Stosowany jest jako odczynnik (bezpieczniejszy od białego fosforu) w syntezie nieorganicznej, wypełniacz do lamp żarowych oraz składnik smaru do skrzynek przy produkcji zapałek. Nie trujący.

Fosfor biały składa się z cząsteczek P4. Miękkie jak wosk (cięte nożem). Topi się i wrze bez rozkładu (stopienie 44,14°C, wrzenie 287,3°C, p 1,82 g/cm3). Utlenia się na powietrzu (świeci w ciemności na zielono); przy dużej masie możliwy jest samozapłon. W specjalne warunki przekształcony w czerwony fosfor. Dobrze rozpuszczalny w benzenie, eterach, dwusiarczku węgla. Nie reaguje z wodą, przechowywany pod warstwą wody. Wyjątkowo aktywny chemicznie. Wykazuje właściwości redoks. Odzyskuje metale szlachetne z roztworów ich soli.

Stosowany jest do produkcji H 3 PO 4 i czerwonego fosforu, jako odczynnik w syntezach organicznych, środek odtleniający do stopów i środek zapalający. Płonący fosfor należy gasić piaskiem (ale nie wodą!). Niezwykle trujący.

Równania najważniejszych reakcji fosforu:

Produkcja fosforu w przemyśle

- redukcja fosforytów gorącym koksem (dodawany jest piasek w celu związania wapnia):

Ca 3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)

Opary fosforu schładza się i otrzymuje się stały biały fosfor.

Czerwony fosfor wytwarza się z białego fosforu (patrz wyżej); w zależności od warunków stopień polimeryzacji n (P n) może być inny.

Związki fosforu

Fosfina PH 3. Związek binarny, stopień utlenienia fosforu to III. Bezbarwny gaz z nieprzyjemny zapach. Cząsteczka ma budowę niepełnego czworościanu [: P(H) 3 ] (hybrydyzacja sp 3). Słabo rozpuszczalny w wodzie, nie reaguje z nią (w przeciwieństwie do NH 3). Silny środek redukujący, pali się na powietrzu, utlenia się do HNO 3 (stężony). Dołącza HI. Stosowany do syntezy związków fosforoorganicznych. Silnie trujący.

Równania najważniejszych reakcji fosfiny:

Otrzymywanie fosfiny w laboratoria:

Casp2 + 6HCl (rozcieńczony) = 3CaCl + 2 RNZ

Tlenek fosforu (V) P 2 O 5. Tlenek kwasowy. Biały, stabilny termicznie. W solidnym i stany gazowe dimer P 4 O 10 o strukturze czterech czworościanów połączonych trzema wierzchołkami (P - O-P). W bardzo wysokie temperatury monomeryzuje do P 2 O 5 . Istnieje również szklisty polimer (P 2 0 5) n. Jest wyjątkowo higroskopijny, silnie reaguje z wodą i zasadami. Odrestaurowany białym fosforem. Usuwa wodę z kwasów zawierających tlen.

Stosowany jako bardzo skuteczny środek odwadniający przy suszeniu ciała stałe, płyny i mieszaniny gazów, odczynnik do produkcji szkieł fosforanowych, katalizator polimeryzacji alkenów. Trujący.

Równania najważniejszych reakcji tlenku fosforu +5:

Paragon: spalanie fosforu w nadmiarze suchego powietrza.

Kwas ortofosforowy H 3 P0 4. Oksokwas. Biała materia, higroskopijny, końcowy produkt oddziaływania P 2 O 5 z wodą. Cząsteczka ma budowę zniekształconego czworościanu [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), zawiera kowalencyjne wiązania σ P - OH oraz σ, wiązanie π P=O. Topi się bez rozkładu i rozkłada się podczas dalszego ogrzewania. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (548 g/100 g H2O). Słaby kwas w roztworze, neutralizowany jest przez zasady, a nie całkowicie przez hydrat amoniaku. Reaguje z typowymi metalami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Reakcją jakościową jest wytrącanie się żółtego osadu ortofosforanu srebra (I). Stosowany jest do produkcji nawozów mineralnych, do klarowania sacharozy, jako katalizator w syntezie organicznej oraz jako składnik powłok antykorozyjnych na żeliwie i stali.

Równania najważniejszych reakcji kwasu ortofosforowego:

Produkcja kwasu fosforowego w przemyśle:

wrzący fosforyt w kwasie siarkowym:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (stężony) = 2 H3PO4+ 3CaSO4

Ortofosforan sodu Na 3 PO 4. Oksosol. Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu, stabilny termicznie. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, hydrolizuje na anionach i tworzy w roztworze silnie zasadowe środowisko. Reaguje w roztworze z cynkiem i aluminium.

Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Jakościowa reakcja na jon PO 4 3-

— powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra(I).

Stosowany w celu wyeliminowania „trwałej” twardości świeża woda, jako komponent detergenty i wywoływacze fotograficzne, odczynnik w syntezie kauczuku. Równania najważniejszych reakcji:

Paragon: całkowita neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu lub zgodnie z reakcją:

Wodorofosforan sodu Na 2 HPO 4. Sól kwasowa okso. Biały, rozkłada się bez topienia przy umiarkowanym ogrzewaniu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i hydrolizuje na anionie. Reaguje z H 3 PO 4 (stężony), zobojętniony alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Jakościowa reakcja na jon HPO 4 2-— powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra (I).

Stosowany jako emulgator do zagęszczania krowie mleko, składnik pasteryzatorów spożywczych i fotowybielaczy.

Równania najważniejszych reakcji:

Paragon: niepełna neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu w rozcieńczonym roztworze:

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

Diwodoroortofosforan sodu NaH 2 PO 4. Sól kwasowa okso. Biały, higroskopijny. Po umiarkowanym podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, anion H2P04 ulega odwracalnej dysocjacji. Zneutralizowany alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.

Jakościowa reakcja na jon H 2 P0 4 - powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra (1).

Stosowany jest w produkcji szkła, do ochrony stali i żeliwa przed korozją oraz jako zmiękczacz wody.

Równania najważniejszych reakcji:

Paragon: niepełna neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu:

H3PO4 (stężony) + NaOH (rozcieńczony) = NaH2PO4+H2O

Ortofosforan wapnia Ca 3(PO 4)2— Oksosol. Biały, ogniotrwały, stabilny termicznie. Nierozpuszczalne w wodzie. Rozkłada się pod wpływem stężonych kwasów. Odtworzony przez koks podczas stapiania. Główny składnik rud fosforytów (apatyt itp.).

Służy do otrzymywania fosforu w produkcji nawozów fosforowych (superfosforanów), ceramiki i szkła, wytrącony proszek stosowany jest jako składnik past do zębów i stabilizator polimerowy.

Równania najważniejszych reakcji:

Nawozy fosforowe

Nazywa się mieszaniną Ca(H 2 P0 4) 2 i CaS0 4 prosty superfosfat, Ca(H 2 P0 4) 2 z domieszką CaНР0 4 - podwójny superfosfat, są łatwo wchłaniane przez rośliny podczas żerowania.

Najcenniejszymi nawozami są amofos(zawierają azot i fosfor), są mieszaniną soli kwasów amonowych NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4.

Chlorek fosforu (V) PCI5. Połączenie binarne. Biały, lotny, niestabilny termicznie. Cząsteczka ma budowę bipiramidy trygonalnej (hybrydyzacja sp 3 d). W stanie stałym dimer P 2 Cl 10 o strukturze jonowej PCl 4 + [PCl 6 ] - . „Dym” w wilgotnym powietrzu. Bardzo reaktywny, całkowicie hydrolizowany przez wodę, reaguje z zasadami. Odrestaurowany białym fosforem. Stosowany jest jako środek chlorujący w syntezie organicznej. Trujący.

Równania najważniejszych reakcji:

Paragon: chlorowanie fosforu.