Фосфін-безбарвний газ з характерним рибним запахом. Він дуже отруйний. Для отримання фосфіну лабораторних умовкип'ятять білий фосфор у концентрованому водному розчині гідроксиду натрію:
Фосфін, що отримується таким способом, може мимоволі спалахувати через присутність у ньому нестійкого дифосфіну
Молекула фосфіну має пірамідальну форму подібно до молекули аміаку, хоча з іншими кутами між зв'язками.
Основність фосфіну менша, ніж у аміаку, і на відміну від аміаку фосфін дуже погано розчиняється у воді. Це меншою електронегативністю фосфору проти азотом, у зв'язку з чим фосфор не утворює водневих зв'язків із водою. Відсутність у рідкому фосфіні водневих зв'язків призводить до того, що фосфін має більше низьку температурукипіння, ніж аміак, незважаючи на те, що його відносна молекулярна маса вище.
Хлориди фосфору
Фосфор утворює два хлориди: трихлорид фосфору та пентахлорид фосфору
Трихлорид фосфору одержують, пропускаючи хлор над поверхнею білого фосфору. При цьому фосфор горить блідо-зеленим полум'ям, а хлорид фосфору, що утворюється, конденсується у вигляді безбарвної рідини.
Трихлорид фосфору гідролізується водою з утворенням фосфористої кислоти та хлороводню:
Трихлорид фосфору використовується в органічній хімії як хлоруючий реагент.
Пентахлорид фосфору можна одержати в лабораторних умовах за допомогою реакції хлору і трихлориду фосфору, що проводиться при температурі близько 10 хвилин.
Пентахлорид фосфору являє собою блідо-жовту кристалічну речовину, що складається з тетраедричних іонів та октаедричних іонів. У газоподібному стані складається з ковалентних молекул, що мають біпірамідальну форму.
При нагріванні пентахлорид фосфору дисоціює на трихлорид фосфору та хлор.
Пентахлорид фосфору бурхливо реагує із водою, утворюючи кислоту. Ця реакція описується наступним сумарним рівнянням:
Пентахлорид фосфору також використовується як хлоруючий реагент.
Оксиди фосфору
Оксид є білою твердою речовиною; він утворюється при згорянні білого фосфору за умов обмеженого доступу повітря. Якщо ж білий фосфор згорає в надмірній кількостіповітря, утворюється інша біла речовина оксид
Щоб запобігти мимовільному перебігу цих реакцій, білий фосфор зберігають під шаром води. Оксид при нагріванні реагує з киснем, утворюючи оксид
Оксиди мають кислотні властивості і лег» реагують з водою, утворюючи фосфористу або кислоти відповідно:
Тому обидва ці оксиди необхідно зберігати в герметичних судинах. високої спорідненості до води оксид іноді використовують як осушуючий засіб.
Кислоти фосфору та їх солі
Фосфор утворює цілий рядкисневмісних кислот (оксокислот). Деякі з них: мономерні, наприклад фосфінова, фосфориста і кислоти. Кислоти фосфору можуть бути одноосновними (однопротонними) лібс багатоосновними (многопротонними). Крім того, фосфор утворює ще полімерньк оксокислоти. Такі кислоти можуть мати ациклічну або циклічну будову, наприклад, кислота являє собою димернук оксокислоту фосфору.
Найбільш важливою з усіх цих кислот є кислота (інша її назва – ортофосфорна кислота). При нормальних умовахвона є білою кристалічною речовиною, що розпливається при поглинанні вологи з повітря. Її водний розчин називають «сиропоподібною фосфорною кислотою». кислота є слабкою триосновною кислотою:
Три-і двозаміщені солі кислоти, як правило, нерозчинні у воді, виняток становлять лише солі лужних металів та амонію. Солі, що містять -іон, мають більшу розчинність. Наприклад, фосфат кальцію, що міститься у фосфорній руді, нерозчинний, а дигідрофосфат кальцію розчинний. Останній використовується як складова частинафосфатного добрива суперфосфату (див. гл. 13).
Фосфінова кислота
Фосфонова кислота
Фосфорна (V) (ортофосфорна) кислота
Дифосфорна(V) (пірофосфорна) кислота
Фосфорну(V) кислоту в промислових умовах одержують нагріванням суміші фосфорної руди з концентрованою сірчаною кислотою або розчиненням оксиду фосфору(V) у воді (див. вище).
Отже, ще раз повторимо!
1. При переміщенні до нижньої частини V групи неметалеві властивості елементів змінюються металевими.
2. Фосфор існує у трьох алотропних формах.
3. Азот та фосфор існують у своїх сполуках у станах окислення від -3 до +5.
4. Процес перетворення атмосферного азоту на форму, засвоювану рослинами і тваринами, називається зв'язуванням (фіксацією) азоту. Цей процес є складовоюкругообіг азоту в природі.
5. Промислове одержання азоту засноване на зрідженні повітря та його подальшій фракційній перегонці.
6. Фосфор необхідний тваринам для побудови кісткових тканин та забезпечення організму енергією в процесі дихання (див. також нижче).
7. Фосфор входить до складу деяких мінералів, найважливішим є апатит.
8. Апатит використовується для одержання фосфатних добрив.
9. Аміак є ковалентною сполукою, молекули якої мають пірамідальну форму.
10. Аміак має властивості льюісової основи.
11. Розчини аміаку беруть в облогу нерозчинні гідроксиди металів з розчинів солей цих металів.
12. Аміак має властивості відновника.
13. Солі амонію під час нагрівання розкладаються.
14. Усі шість оксидів азоту є ендотермічними сполуками.
15. Три найважливішими оксидамиазоту є: а) оксид діазоту; б) моноксид азоту NO; в) діоксид азоту. Всі вони є простими молекулярними сполуками, які за їхньою електронною будовою можна розглядати як резонансні гібриди. Наприклад
16. Оксиди азоту вважаються первинними забруднювачами навколишнього середовища. У атмосфері вони входять у різні реакції, утворюючи вторинні забруднювачі. Останні можуть призводити до утворення фотохімічного смогу.
17. Азотна кислота є типовою сильною кислотою.
18. Азотна кислота використовується як нітруючий реагент в органічній хімії.
19. Неорганічні нітрати під час нагрівання розкладаються.
20. Для промислового одержання азотної кислоти використовується процес Оствальду. Він складається з трьох стадій: 1) каталітичне окиснення аміаку; 2) отримання діоксиду азоту; 3) перетворення діоксиду азоту на азотну кислоту.
21. Обидва хлориди фосфору гідролізуються водою.
22. Обидва оксиди фосфору мають кислотні властивості.
23. Фосфор утворює цілий ряд кисневмісних кислот (оксокислот). Найважливішою з них є або ортофосфорна кислота.
). Утворюються відводять в зрошувані конденсатори і потім збирають у приймачі з під шаром якої розплавлений і накопичується.
Одним із застосовуваних для отримання РН 3 методів є нагрівання з міцним водним. йде, наприклад, за рівнянням:
8Р + ЗВа(ОН) 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + ЗВа(Н 2 РО 2) 3
HgCl 2 + H 3 PO 2 + H 2 O = H 3 PO 3 + Hg + 2HCl
Останній є білою, схожою на кристалічну масу (т. пл. 24 °С, т. кип. 175 °С). Визначення його призводять до подвоєної формули (Р 4 Про 6), якій відповідає показана рис. 125 просторову структуру.
Р 2 О 3 + ДТ 2 О = 2Н 3 РВ 3
Як видно з наведеного зіставлення, найбагатша орто-кислота, яку зазвичай називають просто фосфорною. При її нагріванні відбувається відщеплення, причому послідовно утворюються піро-і мета-форми:
2Н 3 РО 4 = Н 2 О + Н 4 Р 2 О 7
Н 4 Р 2 O 7 = Н 2 О+2НPO 3
ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РО 4 + 5NO
У виробничому масштабі Н 3 РО 4 отримують виходячи з Р 2 Про 5 , що утворюється при спалюванні (або його ) на являє собою безбарвні, що розпливаються на (т. пл.42°С). Продається вона зазвичай у вигляді 85% водного, що має консистенцію густого сиропу. На відміну від інших похідних Н3РО4 не отруйна. Окисні властивості для неї зовсім не характерні.
NaH 2 PO 4 [первинний фосфорнокислий]
Na 2 HPO 4 [вторинний фосфорнокислий]
Na 3 PO 4 [третинний фосфорнокислий]
Са 3 (РВ 4) 2 + 4 3 РВ 4 = ЗСа(Н 2 РВ 4) 2
Іноді натомість нейтралізують НзРО 4 , причому осаджується т. зв. (СаНРО 4 · 2Н 2 Про), також є хорошим . На багатьох ґрунтах (мають кислий характер) досить добре засвоюється рослинами безпосередньо з тонко розмеленого
Р 2 Про 3 - оксид фосфору (III)
При звичайній температурі – біла воскоподібна маса з т. пл. 23,5"С. Дуже легко випаровується, має неприємний запах, дуже отруйний. Існує у вигляді димерів Р 4 Про 6 .
Спосіб отримання
Р 2 Про 3 утворюється при повільному окисленні фосфору або при його горінні в нестачі кисню:
4Р + 3О 2 = 2Р 2 О 3
Хімічні властивості
Р 2 Про 3 - кислотний оксид
Як кислотний оксид при взаємодії з водою утворює фосфористу кислоту:
Р 2 Про 3 + ДТ 2 Про =2H 3 PO 3
Але при розчиненні в гарячій водівідбувається дуже бурхлива реакція диспропорціонування Р 2 Про 3:
2Р 2 Про 3 + 6Н 2 О = РН 3 + ЗH 3 PO 4
Взаємодія Р 2 Про 3 з лугами призводить до утворення солей фосфористої кислоти:
Р 2 Про 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + Н 2 О
Р 2 Про 3 – дуже сильний відновник
1. Окислення киснем повітря:
Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5
2. Окислення галогенами:
Р 2 Про 3 + 2Cl 2 + 5Н 2 О = 4HCl + 2H 3 PO 4
Р 2 Про 5 - оксид фосфору (V)
При звичайній температурі - біла снігоподібна маса, що не має запаху, існує у вигляді димерів Р 4 Про 10 . При зіткненні з повітрям розпливається сиропоподібну рідину (НРO 3). Р 2 Про 5 - найефективніший осушуючий засіб та водовіднімний агент. Застосовується для осушення нелетких речовин та газів.
Спосіб отримання
Фосфорний ангідрид утворюється в результаті спалювання фосфору в надлишку повітря:
4Р + 5О 2 = 2Р 2 Про 5
Хімічні властивості
Р 2 Про 5 - типовий кислотний оксид
Як кислотний оксид Р 2 Про 5 взаємодіє:
а) з водою, утворюючи у своїй різні кислоти
Р 2 Про 5 + Н 2 О = 2HPO 3 метафосфорна
Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 пірофосфорія (дифосфорна)
Р 2 О 5 + ДТ 2 О = 2H 3 PO 4 ортофосфорна
б) з основними оксидами, утворюючи фосфати Р 2 О 5 + ЗВАО = Ва 3 (PO 4) 2
Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ДТ 2 О
Р 2 Про 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О
Р 2 Про 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О
Р 2 Про 5 - водовіднімний агент
Фосфорний ангідрид забирає в інших речовин не тільки гігроскопічну вологу, а й хімічно пов'язану воду. Він здатний навіть дегідратувати оксокислоти:
Р 2 Про 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 Про 5
Р 2 Про 5 + 2НСlО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 Про 7
Це використовується для отримання ангідридів кислот.
Фосфорні кислоти
Фосфор утворює тільки 2 стійкі оксиди, але велика кількістькислот, в яких він знаходиться у ступенях окиснення +5, +4, +3, +1. Будова найбільш відомих кислот виражається такими формулами
Як очевидно з цих формул, фосфор завжди утворює п'ять ковалентних зв'язків, тобто. має валентність, рівну V. У той же час ступеня окиснення фосфору та основність кислот різняться.
Найбільше практичне значеннямають ортофосфорна (фосфорна) та ортофосфориста (фосфориста) кислоти.
H 3 PO 4 - фосфориста кислота
Важлива особливість фосфористої кислоти обумовлена будовою молекул. Один із 3-х атомів водню пов'язаний безпосередньо з атомом фосфору, тому не здатний до заміщення атомами металу, внаслідок чого ця кислота є двоосновною. Формулу фосфористої кислоти записують з урахуванням цього факту в такий спосіб: Н 2 [НРО 3 ]
Є слабкою кислотою.
Способи отримання
1. Розчинення Р2О3 у воді (див. вище).
2. Гідроліз галогенідів фосфору (III): PCl 3 + ЗН 2 О = Н 2 [НРО 3] + 3HCl
3. Окислення білого фосфору хлором: 2Р + 3Cl 2 + 6Н 2 О = 2Н 2 [НРО 3] + 6HCl
Фізичні властивості
За нормальної температури H 3 PO 3 - безбарвні кристали з т. пл. 74°С, добре розчиняються у воді.
Хімічні властивості
Кислотні функції
Фосфориста кислота виявляє всі властивості, характерні для класу кислот: взаємодіє з металами із виділенням Н 2 ; з оксидами металів та з лугами. При цьому утворюються одно- та двозаміщені фосфіти, наприклад:
Н 2 [НРО 3 ] + NaOH = NaH + Н 2 О
Н 2 [НРО 3 ] + 2NaOH = Na 2 + 2Н 2
Відновлювальні властивості
Кислота та її солі – дуже сильні відновники; вони вступають в окислювально-відновні реакції як з сильними окислювачами (галогени, H 2 SО 4 конц., До 2 Сr 2 O 2), так і з досить слабкими (наприклад, відновлюють Au, Ag, Pt, Pd із розчинів їх солей) . Фосфориста кислота при цьому перетворюється на фосфорну.
Приклади реакцій:
H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2Ag↓ + 2HNO 3
H 3 PO 3 + Cl 2 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2HCl
При нагріванні у воді Н 3 Р 3 окислюється до H 3 PO 4 з виділенням водню:
H 3 PO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + Н 2
Відновлювальні властивості
Реакція диспропорціонування
При нагріванні безводної кислоти відбувається диспропорціонування: 4Н 3 Р 3 = ЗН 3 Р 4 + РН 3
Фосфіти – солі фосфористої кислоти
Двоосновна фосфориста кислота утворює два типи солей:
а) однозаміщені фосфіти (кислі солі), у молекулах яких атоми металів пов'язані з аніонами Н2Р03.
Приклади: NaH 2 PO 3 Са (H 2 PO 3)
б) двозаміщені фосфіти (середні солі), у молекулах яких атоми металів пов'язані з 2-1 аніонами HPO 3 .
Приклади: Na 2 HPO 3 , СаHPO 3 .
Більшість фосфітів погано розчиняються у воді, добре розчиняються тільки фосфіти лужних металів і кальцію.
Н 3 РO 4 - ортофосфорна кислота
3-основна кислота середньої сили. Дисоціація протікає в основному по 1-му ступеню:
Н 3 Р 4 → Н + + Н 2 Р 4 -
По 2-му та 3-му ступеням дисоціація протікає в мізерно малому ступені:
Н 2 РO 4 - → Н + + НРO 4 2-
НРO 4 2- → Н + + РO 4 3-
Фізичні властивості
При звичайній температурі безводна Н 3 РO 4 є прозорою кристалічною речовиною, дуже гігроскопічною і легкоплавкою (т. пл. 42 ° С) Змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.
Способи отримання
Вихідною сировиною для промислового одержання Н 3 РO 4 служить природний фосфат Са 3 (РO 4) 2:
I. 3-стадійний синтез:
Са 3 (РO 4) 2 → Р → Р 2 O 5 → Н 3 РO 4
ІІ. Обмінне розкладання фосфориту сірчаною кислотою
Са 3 (РO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2Н 3 РO 4 + 3CaSO 4 ↓
Отримана за цим способом кислота забруднена сульфатом кальцію.
ІІІ. Окислення фосфору азотною кислотою (лабораторний спосіб):
ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO
Хімічні властивості
Н 3 РO 4 виявляє все загальні властивостікислот - взаємодіє з активними металами, з основними оксидами та основами, утворює солі амонію.
Кислотні функції
Приклади реакцій:
2Н 3 РO 4 + 6Na = 2Na 3 РO 4 + 3H2t
2Н 3 РO 4 + ЗСаО = Са 3 (РO 4) 2 + ДН 2 О
в) з лугами, утворюючи середні та кислі солі
Н 3 Р0 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + ДТ 2 О
Н 3 РO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2Н 2 О
Н 3 Р 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + Н 2 О
Н 3 РO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4
Н 3 РO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 HPO 4
На відміну від аніону NO 3 - в азотній кислоті, аніон РO 4 3 - окислюючим дією не має.
Якісна реакція на аніон РO 4 3-
Реактивом для виявлення аніонів РO 4 3- (а також НРO 4 2- , Н 2 РO 4 -) є розчин AgNO 3 при додаванні якого утворюється нерозчинний жовтий фосфат срібла:
ЗАg + + РO 4 3- = Аg 3 РO 4 ↓
Утворення складних ефірів
Складні ефіри нуклеозидів та фосфорної кислоти є структурними фрагментами природних біополімерів – нуклеїнових кислот.
Фосфатні групи входять також до складу ферментів та вітамінів.
фосфати. Фосфорні добрива.
Н 3 РO 4 як 3-основна кислота утворює 3 типи солей, які мають велике практичне значення.
Розчинні солі фосфорної кислоти водних розчинахпіддаються гідролізу.
Фосфати та гідрофосфати кальцію та амонію використовуються як фосфорні добрива.
1. Фосфоритне борошно – тонкоподрібнений природний фосфат кальцію Са 3 (РO 4) 2
2. Простий суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Са(Н 2 РO 4) 2 + 2CaSO 4
3. Подвійний суперфосфат - Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = ЗСа (Н 2 Р0 4) 2
4. Преципітат - Са(ОН) 2 + Н 3 Р 4 = СаНР 4 + 2Н 2 О
5. Амофос - NH 3 + Н 3 Р 4 = NH 4 Н 2 Р 4 ;
2NH 3 + Н 3 РO 4 = (NH 4) 2 HРO 4
6. Амофоска – Амофос + KNO 3
Фосфор- елемент 3-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 15. Електронна формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , стійкий ступінь окислення в сполуках +V.
Шкала ступенів окиснення фосфору:
Електронегативність фосфору (2,32) значно нижча, ніж у типових неметалів, і трохи вища, ніж у водню. Утворює різні кисневмісні кислоти, солі та бінарні сполуки, виявляє неметалеві (кислотні) властивості. Більшість фосфатів нерозчинні у воді.
У природі - тринадцятийпо хімічній поширеності елемент (шостий серед неметалів), зустрічається лише у хімічно пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент.
Недолік фосфору у грунті поповнюється запровадженням фосфорних добрив — переважно суперфосфатів.
Алотропні модифікації фосфору
Червоний та білий фосфор Р. Відомо кілька алотропних форм фосфору у вільному вигляді, головні – це білий фосфорР 4 та червоний фосфор P n. У рівняннях реакцій алотропні форми репрезентують як Р (красн.) і Р (біл.).
Червоний фосфор складається з полімерних молекул P n різної довжини. Аморфний, за кімнатної температури повільно перетворюється на білий фосфор. При нагріванні до 416 ° С виганяється (при охолодженні пари конденсується білий фосфор). Нерозчинний в органічних розчинниках. Хімічна активність нижча, ніж у білого фосфору. На повітрі спалахує лише при нагріванні.
Застосовується як реагент (безпечніший, ніж білий фосфор) у неорганічному синтезі, наповнювач ламп розжарювання, компонент намазки коробки при виготовленні сірників. Чи не отруйний.
Білий фосфор складається з молекул Р4. М'який як віск (ріжеться ножем). Плавиться та кипить без розкладання (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окислюється на повітрі (зелене свічення у темряві), при великій масі можливе самозаймання. У особливих умовахпереводиться у червоний фосфор. Добре розчинний у бензолі, ефірах, сірковуглецю. Чи не реагує з водою, зберігається під шаром води. Надзвичайно хімічно активний. Виявляє окисно-відновні властивості. Відновлює благородні метали із розчинів їх солей.
Застосовується у виробництві Н3Р04 і червоного фосфору, як реагент в органічних синтезах, розкислювач сплавів, запальний засіб. Фосфор, що горить, слід гасити піском (але не водою!). Надзвичайно отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій фосфору:
Отримання у промисловості фосфору
- Відновлення фосфориту розпеченим коксом (пісок додають для зв'язування кальцію):
Ca 3 (PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2 Р+ 5СО (1000 ° С)
Пар фосфору охолоджують та одержують твердий білий фосфор.
Червоний фосфор готують із білого фосфору (див. вище), залежно від умов ступінь полімеризації n (P n) може бути різним.
З'єднання фосфору
Фосфін РН 3. Бінарна сполука, ступінь окислення фосфору дорівнює III. Безбарвний газ з неприємним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: Р(Н) 3] (sр 3-гібридизація). Мало розчинний у воді, що не реагує з нею (на відміну від NH 3). Сильний відновник, що згоряє на повітрі, окислюється в HNО 3 (конц.). Приєднує HI. Застосовується для синтезу фосфорорганічних сполук. Сильно отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій фосфіну:
Отримання фосфіну в лабораторії:
СазP2 + 6НСl (розб.) = ЗСаСl + 2 РНз
Оксид фосфору (V) P 2 O 5. Кислотний оксид. Білий, термічно стійкий. У твердому та газоподібному станідимер Р 4 О 10 з будовою з чотирьох тетраедрів, пов'язаних за трьома вершинами (Р - О-P). При дуже високих температурахмономеризується до P 2 O 5 . Існує також склоподібний полімер (Р205) п. Надзвичайно гігроскопічний, енергійно реагує з водою, лугами. Відновлюється білим фосфором. Забирає воду у кисневмісних кислот.
Застосовується як ефективний дегідратуючий агент для осушення твердих речовин, рідин та газових сумішей, реагент у виробництві фосфатного скла, каталізатор полімеризації алкенів. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій оксиду фосфору +5:
Отримання:спалювання фосфору у надлишку сухого повітря.
Ортофосфорна кислота Н3Р04.Оксокислота. Біла речовина, гігроскопічний, кінцевий продукт взаємодії P 2 O 5 з водою. Молекула має будову спотвореного тетраедра [Р(O)(ON) 3 ] (sр 3 -гібридизадія), містить ковалентні σ-зв'язку Р - ВІН і σ, π-зв'язок Р=O. Плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Добре розчиняється у воді (548 г/100 г Н20). Слабка кислота у розчині, нейтралізується лугами, в повному обсязі — гідратом аміаку. Реагує із типовими металами. Входить у реакції іонного обміну.
Якісна реакція – випадання жовтого осаду ортофосфату срібла (I). Застосовується у виробництві мінеральних добрив для освітлення сахарози, як каталізатор в органічному синтезі, компонент антикорозійних покриттів на чавуні та сталі.
Рівняння найважливіших реакцій ортофосфорної кислоти:
Одержання фосфорної кислоти у промисловості:
кип'ятіння фосфоритної руди в сірчаній кислоті:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2 Н3РО4+ 3CaSO4
Ортофосфат натрію Na 3 PO 4. Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується аніоном, створює в розчині сильнолужне середовище. Реагується в розчині з цинком та алюмінієм.
Входить у реакції іонного обміну.
Якісна реакція на іон РВ 4 3-
- Утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (I).
Застосовується для усунення «постійної» жорсткості прісної водияк компонент миючих засобівта фотопроявників, реагент у синтезі каучуку Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання:повна нейтралізація Н 3 Р0 4 гідроксидом натрію або реакції:
Гідроортофосфат натрію Na 2 HPO 4. Кисла оксосоль. Білий при помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, що гідролізується по аніону. Реагує з Н3Р04(конц.), нейтралізується лугами. Входить у реакції іонного обміну.
Якісна реакція на іон НРО 4 2-- Утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (I).
Застосовується як емульгатор при згущенні коров'ячого молока, компонент харчових пастеризаторів та фотовідбілювачів.
Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання: неповна нейтралізація Н 3 Р0 4 гідроксидом натрію у розведеному розчині:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O
Дигідроортофосфат натрію NaH 2 PO 4. Кисла оксосоль. Білий, гігроскопічний. При помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, аніон Н 2 Р0 4 піддається оборотній дисоціації. Нейтралізується лугами. Входить у реакції іонного обміну.
Якісна реакція на іон Н 2 Р0 4утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (1).
Застосовується у виробництві скла, для захисту сталі та чавуну від корозії, як пом'якшувач води.
Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання:неповна нейтралізація H 3 PО 4 їдким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (розб.) = NaH2PO4+ H2O
Ортофосфат кальцію Са 3(PO 4)2- Оксосоль. Білий, тугоплавкий, термічно стійкий. Нерозчинний у воді. Розкладається концентрованими кислотами. Відновлюється коксом при сплавленні. Основний компонент фосфоритних руд (апатити та ін).
Застосовується для отримання фосфору, у виробництві фосфорних добрив (суперфосфати), кераміки та скла, осаджений порошок – як компонент зубних паст та стабілізатор полімерів.
Рівняння найважливіших реакцій:
Фосфорні добрива
Суміш Са(Н 2 Р0 4) 2 та CaS0 4 називається простим суперфосфатом, Са(Н 2 Р0 4) 2 з домішкою СаНР0 4 подвійним суперфосфатом, Вони легко засвоюються рослинами при підживленні.
Найбільш цінні добрива - амофоси(містять азот і фосфор), являють собою суміш кислих амонійних солей NH 4 H 2 PO 4 і (NH 4) 2 HPO 4 .
Хлорид фосфору (V) PCI5. Бінарна сполука. Білий, леткий, термічно нестійкий. Молекула має будову тригональної біпіраміди (sp 3 d-гібридизація). У твердому стані димер P 2 Cl 10 з іонною будовою РСl 4 + [РСl 6] -. "Димит" у вологому повітрі. Дуже реакційний, повністю гідролізується водою, реагує з лугами. Відновлюється білим фосфором. Застосовується як хлорагент в органічному синтезі. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання:хлорування фосфору.