Оксиды фосфора. Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются Р4O6 и Р4О10. Часто их формулы пишут в упрощенном виде как Р2О3 и P2O5 (индексы предыдущих разделены на 2).
Оксид фосфора (III) Р4O6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5° С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Очень ядовит.
Оксид фосфора (V) Р4О10 - белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.
Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.
Оксид фосфора (V). P2O5 энергично взаимодействует с водой, а также отнимает воду от других соединений. Именно поэтому P2O5 широко используется как осушитель различных веществ от паров воды.
Фосфорный ангидрид, взаимодействуя с водой, образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:
при кипячении раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:
Р2О5 белое снегообразное вещество, жадно поглоща-
ет воду, используется для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случа-
ях для отщепления от веществ химически связанной воды:
2 НNO3 + Р2О5 = N2О5 + 2 НРO3
4HClO4 + P4O10 → (НРО3)4 + 2Cl2O7.
Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:
P4O10 + RC(O)NH2 → P4O9(OH)2 + RCN
Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:
P4O10 + 12RCOOH → 4H3P04 + 6(RCO)2O
P2O5 + 6RCOOH → 2H3P04 + 3(RCO)2O
Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P-О-P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:
P4O10 + 8PCl3 + O2 → 12Cl3PO
При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.
Похожая информация:
- Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. тепла или после отдельного 12-часового воздействия низкой температурой в ритме стрекотания отмечалось несколько переходных циклов
- Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. щие и что исчезнувшие ритмы иногда восстанавливаются спустя несколько недель {43]
- В какие сроки выставляются счета-фактуры, если услуги оказываются либо отгрузка осуществляется несколько раз в течение одного налогового периода (п. 3 ст. 168 НК РФ)?
Оксид фосфора - бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах.
Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.
Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH 3) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты.
Трехмерная модель молекулы
Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях
Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 , но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот.
Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора.
P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 PO 4
Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH 4 + , Na + , K +) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H 2 PO 4) 2 и Mg(H 2 PO 4) 2) растворимы в воде.
Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P 2 O 5 для растений.
Поглощение пентаоксида фосфора растениями
Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора - это соли ортофосфорнонй кислоты H 3 PO 4 . Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.
Гидролиз пирофосфата натрия:
Na 4 P 2 O 7 + H 2 O + 2H + → 2NaH 2 PO 4 +2Na +
Гидролиз триполифосфата натрия:
Na 5 P 3 O 10 + 2H 2 O + 2H + → 3NaH 2 PO 4 +2Na +
Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):
(PO 3) 6 6- + 3H 2 O → H 2 P 3 O 10 3- + H 2 P 2 O 7 2- + H 2 PO 4 -
Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H 2 PO - 4 , HPO 4 2- , PO 4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов.
Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.
Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P 2 O 5 . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.
Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений.
Рерасчет содержения фосфора в удобрениях
y = x,% × 30,974 (молярная масса ) × 2 / 30,974 (молярная масса ) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5
х - содержание P 2 O 5 в удобрении, %;
y - содержание P в удобрении, %
y = x, % × 0,43643
Например:
в удобрении содержится 40% оксида фосфора
для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %
Фосфор был открыт и выделен в 1669 году немецким химиком Х. Брандом. В природе этот элемент встречается только в виде соединений. Основные минералы — фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит 3Ca3(PO4)2 . CaF2 или Ca5F(PO4)3. Кроме того, элемент входит в состав белков, а также содержится в зубах и костях. Фосфор легче всего взаимодействует с кислородом и хлором. При избытке этих веществ образуются соединения со (для P) +5, а при недостатке — со степенью окисления +3. Оксид фосфора может быть представлен несколькими формулами, отображающими разные химические вещества. Среди них самые распространенные — это P2O5 и P2O3. К другим редким и малоизученным оксидам относятся: P4O7, P4O8, P4O9, PO и P2O6.
Реакция окисления элементарного фосфора кислородом протекает медленно. Интересны ее различные стороны. Во-первых, в темноте хорошо видно свечение, которым она сопровождается. Во-вторых, процесс окисления этого происходит всегда с образованием озона. Это обусловлено получением промежуточного соединения — фосфорила PO — по схеме: P + O2 → PO + O, а затем: O + O2 → O3. В-третьих, окисление связано с резким изменением электропроводности окружающего воздуха из-за его ионизации. Выделение света без заметного разогревания, при протекании химических реакций, называется хемилюминесценцией. Во влажных средах зеленая хемилюминесценция обусловлена образованием промежуточного вещества PO.
Окисление фосфора протекает только при определенной концентрации кислорода. Она не должна быть ниже минимального и выше максимального порогов O2. Сам интервал зависит от температур и ряда других факторов. Например, при стандартных условиях окисления чистым кислородом фосфора возрастает до достижения 300 мм рт. ст. Затем она уменьшается и падает почти до нуля, когда парциальное давление кислорода достигнет 700 мм рт. ст. и выше. Таким образом, оксид при обычных условиях не образуется, так как фосфор практически не окисляется.
Пятиокись фосфора
Наиболее характерным окислом является фосфорный ангидрид, или фосфора, P2O5. Это белый порошок с едким запахом. При определении в парах его молекулярного веса, установлено, что более правильной записью его формулы является P4O10. Это негорючее вещество, оно плавится при температуре 565,6 С. Ангидрид P2O5 —кислотный оксид со всеми характерными свойствами, но он жадно поглощает влагу, поэтому применяется в качестве осушителя жидкостей или газов. Оксид фосфора может отнимать воду, которая входит в состав химических веществ. Ангидрид образуется в результате сгорания фосфора в атмосфере кислорода или воздуха, при достаточном количестве O2 по схеме: 4P + 5O2 → 2P2O5. Его применяют в производстве кислоты H3PO4. При взаимодействии с водой может образовывать три кислоты:
- метафосфорную: P2O5 + H2O → 2HPO3;
- пирофосфорную: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
- ортофосфорную: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.
Пятиокись фосфора бурно реагирует с водой и веществами, содержащими воду, такими, как дерево или хлопок. При этом образуется большое количество тепла, что может даже привести к пожару. Он вызывает коррозию металла и очень раздражает (возникают серьезные ожоги глаз, кожи) дыхательные пути и слизистые оболочки, даже при таких низких концентрациях, как 1 мг/м³.
Трехокись фосфора
Фосфористый ангидрид, или триоксид фосфора, P2O3 (P4O6) — это белое кристаллическое вещество (внешне похоже на воск), которое плавится при температуре 23,8 С и кипит при температуре 173,7 С. Как и P2O3 является очень ядовитым веществом. Это кислотный оксид, со всеми присущими свойствами. Оксид фосфора 3 образуется благодаря медленному окислению или горению свободного вещества (P) в среде, где имеет место недостаток кислорода. Трехокись фосфора медленно взаимодействует с холодной водой, образуя кислоту: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Этот оксид фосфора энергично реагирует с горячей водой, при этом реакции протекают по-разному, в результате может образоваться красный фосфор (аллотропически видоизмененный подукт), гидрид фосфора, а также кислоты: H3PO3 и H3PO4. Термическое разложение ангидрида P4O6 сопровождается отщеплением атомов фосфора, при этом образуются смеси окислов P4O7, P4O8, P4O9. По строению они напоминают P4O10. Наиболее изученный из них P4O8.
Оксид фосфора (V)
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P 4 O 10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде - P 2 O 5 . В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))
Белые кристаллы, t 0 пл. = 570 0 С, t 0 кип. = 600 0 C, = 2,7 г/см 3 . Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P 4 H 10 , очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).
Получение
4P + 5O 2 2P 2 O 5
Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами
1) P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3 (метафосфорная кислота)
P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота)
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота)
2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (PO 4 ) 2
В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые соли:
гидрофосфат натрия
дигидрофосфат натрия
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием ее ангидрида:
Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них -- ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (Рис.5).
Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350 С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:
В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:
В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим.
1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
2. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
Физические свойства. Ортофосфорная кислота -- твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.
Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:
Таблица 2
Химические свойства ортофосфорной кислоты
|
Общие с другими кислотами |
Специфические |
|
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего - по третьей
гидрофосфат натрия дигидрофосфат натрия 5. Реагирует с солями слабых кислот: |
 1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: двуфосфорная кислота 2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок: желтый осадок  3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии. |
Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл.3).
Таблица 3
Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы
Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH 4) 3 PO 4 - ортофосфат аммония;
(NH 4) 2 HPO 4 --гидроортофосфат аммония; NH 4 H 2 PO 4 - дигидро-ортофосфат аммония.
Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия -- для осаждения из воды солей кальция.
Фосфор - элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.
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.
Аллотропные модификации фосфора
Красный и белый фосфор Р
. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор
Р 4 и красный фосфор
P n . В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).
Красный фосфор состоит из полимерных молекул P n 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 Р 4 . Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t пл 44,14 °С, t кип 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 Н 3 Р0 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфора:
Получение в промышленности фосфора
— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
Ca 3 (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 (P n) может быть различной.
Соединения фосфора
Фосфин РН 3 . 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 NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО 3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфина:
Получение фосфина в лаборатории :
СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
Оксид фосфора (V) P 2 O 5 . Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р 4 О 10 со строением из четырех тетраэдров , связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P 2 O 5 . Существует также стеклообразный полимер (Р 2 0 5) 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 Н 3 Р0 4 . Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P 2 O 5 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 Н 2 0). 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 Na 3 PO 4 . 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.
Качественная реакция на ион РО 4 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 Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия или по реакции:
Гидроортофосфат натрия Na 2 HPO 4 . Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н 3 Р0 4 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион НРО 4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : неполная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O
Дигидроортофосфат натрия NaH 2 PO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Н 2 Р0 4 — 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 H 3 PО 4 едким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O
Ортофосфат кальция Са 3(PO 4)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:
Фосфорные удобрения
Смесь Са(Н 2 Р0 4) 2 и CaS0 4 называется простым суперфосфатом , Са(Н 2 Р0 4) 2 с примесью СаНР0 4 — двойным суперфосфатом , они легко усваиваются растениями при подкормке.
Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .
Хлорид фосфора (V) PCI5 . Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P 2 Cl 10 с ионным строением РСl 4 +[РСl 6 ] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: хлорирование фосфора.
