Фосфорни оксиди. Фосфорот формира неколку оксиди. Најважни од нив се P4O6 и P4O10. Честопати нивните формули се напишани во поедноставена форма како P2O3 и P2O5 (претходните индекси се поделени со 2).
Фосфор (III) оксид P4O6 е восочна кристална маса која се топи на 22,5° C. Се добива со согорување на фосфор со недостаток на кислород. Силен редуцирачки агенс. Многу отровен.
Фосфор (V) оксид P4O10 е бел хигроскопски прав. Се добива со согорување на фосфор во вишок воздух или кислород. Многу енергично се комбинира со вода и исто така ја отстранува водата од другите соединенија. Се користи како одвлажнувач за гасови и течности.
Оксиди и сите кислородни соединенијаФосфорот е многу посилен од сличните азотни соединенија, што треба да се објасни со слабеењето на неметалните својства на фосфорот во споредба со азотот.
Фосфор (V) оксид. P2O5енергично комуницира со водата и исто така ја отстранува водата од другите соединенија. Затоа P2O5 е широко користен како десикант за различни материи од водена пареа.
Фосфорниот анхидрид, во интеракција со вода, првенствено формира метафосфорна киселина HPO3:
Кога растворот на метафосфорна киселина ќе се вари, се формира ортофосфорна киселина H3PO4:
Кога H3PO4 се загрева, може да се добие пирофосфорна киселина H4P2O7:
P2O5 е бела материја слична на снег која лакомо се впива
Содржи вода и се користи за сушење гасови и течности, а во некои случаи
за отстранување на хемиски врзана вода од супстанции:
2 HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2 HPO3
4HClO4 + P4O10 → (HPO3)4 + 2Cl2O7.
Фосфор (V) оксид е широко користен во органската синтеза. Тој реагира со амиди, претворајќи ги во нитрили:
P4O10 + RC(O)NH2 → P4O9(OH)2 + RCN
Карбоксилни киселинисе претвора во соодветните анхидриди:
P4O10 + 12RCOOH → 4H3P04 + 6(RCO)2O
P2O5 + 6RCOOH → 2H3P04 + 3(RCO)2O
Исто така, комуницира со алкохоли, етери, феноли и други органски соединенија. Во овој случај, се јавува празнина P-O-P врскии се формираат органофосфорни соединенија. Реагира со NH3 и водородни халиди, формирајќи амониум фосфати и фосфор оксихалиди:
P4O10 + 8PCl3 + O2 → 12Cl3PO
Кога P4O10 се спојува со основни оксиди, формира различни цврсти фосфати, чија природа зависи од условите на реакцијата.
Поврзани информации:
- Биолошки ритми. Во 2 тома T. 1. Транс. од англиски - М.: Мир, 1984.- 414 стр. топлина или по одделна 12-часовна изложеност на ниска температура, беа забележани неколку минливи циклуси во ритамот на чврчорење
- Биолошки ритми. Во 2 тома T. 1. Транс. од англиски - М.: Мир, 1984.- 414 стр. постоечките и исчезнатите ритми понекогаш се обновуваат по неколку недели (43)
- Кога се издаваат фактури ако се обезбедуваат услуги или се вршат пратки неколку пати во текот на еден даночен период (клаузула 3 од член 168 од Даночниот законик на Руската Федерација)?
Фосфор оксидот е безбојна аморфна или стаклена супстанција која постои во три кристални, две аморфни и две течни форми.
Токсична супстанција. Предизвикува изгореници на кожата и иритација на мукозната мембрана.
Фосфорниот пентооксид е многу хигроскопен. Реагира со алкохоли, етери, феноли, киселини и други супстанции. За време на реакцијата со органски материиВрските помеѓу фосфорот и кислородот се раскинуваат и се формираат органофосфорни соединенија. Влегува во хемиски реакции со амонијак (NH 3) и водородни халиди за да формира амониум фосфати и фосфор оксихалиди. Формира фосфати со основни оксиди.
Тридимензионален модел на молекула
Содржина на фосфор пентооксид во почвата и ѓубривата
Всушност, во почвата има само соли на ортофосфорна киселина H 3 PO 4, но сложените ѓубрива можат да содржат и соли на мета-, пиро- и полифосфорни киселини.
Основата за формирање на ортофосфорна киселина е фосфор пентооксид. Затоа, а и поради фактот што растенијата не апсорбираат елементарен фосфор, договорено е да се означи концентрацијата на фосфор преку содржината на фосфор пентооксид.
P2О5+3H 2О→ 2 H 3ПО 4
Сите соли на ортофосфорна киселина и едновалентни катјони (NH 4 +, Na +, K +) и моносупституирани соли на двовалентни катјони (Ca(H 2 PO 4) 2 и Mg (H 2 PO 4) 2) кои се наоѓаат во почвата се растворливи во вода.
Десупституираните соли на двовалентни катјони се нерастворливи во вода, но лесно се раствораат во слаби киселини на коренските секрети и органски киселини на микроорганизми. Во овој поглед, тие се исто така добар извор на P 2 O 5 за растенијата.
Внесување на фосфор пентооксид од растенијата
Како што споменавме погоре, во природата главен извор на фосфор се солите на ортофосфорната киселина H 3 PO 4. Сепак, по хидролиза, пиро-, поли- и метафосфати исто така се користат од речиси сите култури.
Хидролиза на натриум пирофосфат:
Na 4 P 2 O 7 + H 2 O + 2H + → 2NaH 2 PO 4 + 2Na +
Хидролиза на натриум триполифосфат:
Na 5 P 3 O 10 + 2H 2 O + 2H + → 3NaH 2 PO 4 + 2Na +
Хидролиза на метафосфат јон (во кисела средина):
(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 -
Ортофосфорната киселина, бидејќи е трибазна, дисоцира три H 2 PO анјони - 4, HPO 4 2-, PO 4 3-. Под малку кисели услови на животната средина, каде што се одгледуваат растенија, првиот јон е најчест и достапен, вториот во помала мера, а третиот практично недостапен. Сепак, лупинот, леќата, сенфот, грашокот, слатката детелина, конопот и другите растенија се способни да апсорбираат фосфор од трибазните фосфати.
Некои растенија се приспособиле да апсорбираат фосфатен јон од фосфорот органски соединенија(фитин, глицефосфати, итн.). Корените на овие растенија лачат посебен ензим (фотофтаза), кој го одвојува анјонот на фосфорната киселина од органските соединенија, а потоа растенијата го апсорбираат овој анјон. Растенијата од овој вид вклучуваат грашок, грав и пченка. Покрај тоа, активноста на фосфатазата се зголемува во услови на гладување со фосфор.
Многу растенија можат да нахранат фосфор од многу разредени раствори, до 0,01 mg/l P 2 O 5. Природно, растенијата можат да ја задоволат потребата за фосфор само ако концентрацијата во него постојано се враќа на барем истото ниско ниво.
Експериментално е утврдено дека фосфорот што го апсорбираат корените првенствено се користи за синтеза на нуклеотиди, а за понатамошно унапредување на надземниот дел, фосфатите повторно влегуваат во спроводните садови на коренот во вид на минерални соединенија.
Повторна пресметка на содржината на фосфор во ѓубривата
y = x.% × 30,974 ( моларна маса) × 2 / 30,974 (моларна маса) × 2 + 15,999 (моларна маса на О) × 5
X- содржина на P 2 O 5 во ѓубриво, %;
y- содржина на P во ѓубривото, %
y = x, % × 0,43643
На пример:
ѓубривото содржи 40% фосфор оксид
за повторно пресметување на процентот на елементот фосфор во ѓубривото, треба да се размножите масен уделоксид во ѓубривото по масен удел на елементот во оксидот (за P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572%
Фосфорот бил откриен и изолиран во 1669 година од германскиот хемичар Х. Бренд. Во природата, овој елемент се наоѓа само во форма на соединенија. Главните минерали се фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит 3Ca3(PO4)2. CaF2 или Ca5F(PO4)3. Покрај тоа, елементот е дел од протеините, а се наоѓа и во забите и коските. Фосфорот најлесно реагира со кислород и хлор. Со вишок на овие супстанции, се формираат соединенија со (за P) +5, а со недостаток - со состојба на оксидација од +3. Фосфор оксидот може да се претстави со неколку формули кои претставуваат различни хемиски супстанции. Меѓу нив, најзастапени се P2O5 и P2O3. Други ретки и малку проучени оксиди вклучуваат: P4O7, P4O8, P4O9, PO и P2O6.
Реакцијата на оксидација на елементарниот фосфор со кислород се одвива бавно. Нејзините различни страни се интересни. Прво, во мракот е јасно видлив сјајот што го придружува. Второ, процесот на оксидација секогаш се случува со формирање на озон. Ова се должи на производството на средно соединение - фосфорил ПО - според шемата: P + O2 → PO + O, а потоа: O + O2 → O3. Трето, оксидацијата е поврзана со остра промена на електричната спроводливост на околниот воздух поради неговата јонизација. Емисија на светлина без забележливо загревање кога тече хемиски реакции, се нарекува хемилуминисценција. Во влажни средини, зелената хемилуминисценција се должи на формирањето на средно PO.
Оксидацијата на фосфор се јавува само при одредена концентрација на кислород. Не треба да биде под минималниот и над максималниот праг на О2. Самиот интервал зависи од температурите и од ред други фактори. На пример, во стандардни услови, оксидацијата на фосфор со чист кислород се зголемува за да достигне 300 mm Hg. чл. Потоа се намалува и паѓа речиси на нула кога парцијалниот притисок на кислородот ќе достигне 700 mmHg. чл. и повисоко. Така, оксид не се формира во нормални услови, бидејќи фосфорот практично не се оксидира.
Фосфор пентооксид
Најкарактеристичен оксид е фосфорниот анхидрид, или фосфорот, P2O5. Тоа е бел прав со лут мирис. При одредување на неговата молекуларна тежина во пареа, беше откриено дека поправилната ознака на неговата формула е P4O10. Ова е незапалива супстанца, се топи на температура од 565,6 C. Анхидридот P2O5 е кисел оксид со сите карактеристични својства, но лакомо ја впива влагата, па затоа се користи како десикант за течности или гасови. Фосфор оксидот може да ја одземе водата, која е вклучена во составот хемиски супстанции. Анхидрид се формира како резултат на согорување на фосфор во атмосфера на кислород или воздух, со доволна количина на O2 според шемата: 4P + 5O2 → 2P2O5. Се користи за производство на киселина H3PO4. При интеракција со вода, таа може да формира три киселини:
- метафосфорни: P2O5 + H2O → 2HPO3;
- пирофосфорна: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
- ортофосфорни: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.
Фосфорниот пентооксид бурно реагира со вода и супстанции кои содржат вода, како дрво или памук. Ова создава голем број натоплина, што може дури и да предизвика пожар. Предизвикува метална корозија и е многу иритирачки (сериозни изгореници на очите и кожата) на респираторниот тракт и мукозните мембрани, дури и во концентрации од 1 mg/m³.
Фосфор триоксид
Фосфорниот анхидрид или фосфор триоксид, P2O3 (P4O6) е бело кристална супстанција(надворешно сличен на восок), кој се топи на температура од 23,8 C и врие на температура од 173,7 C. Како и P2O3, тоа е многу токсична супстанција. Ова е кисел оксид, со сите својствени својства. Фосфор оксид 3 се формира поради бавната оксидација или согорување на слободната супстанција (P) во средина каде што има недостаток на кислород. Фосфор триоксидот полека реагира со ладна вода за да формира киселина: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Овој фосфор оксид енергично реагира со топла вода, а реакциите се одвиваат на различни начини, што може да резултира со формирање на црвен фосфор (алотропски модифициран производ), фосфор хидрид, како и киселини: H3PO3 и H3PO4. Термичкото распаѓање на анхидридот P4O6 е придружено со елиминација на атоми на фосфор, што резултира со формирање на мешавини на оксиди P4O7, P4O8, P4O9. Во структурата тие личат на P4O10. Најпроучен од нив е P4O8.
Фосфор (V) оксид
Фосфорот формира неколку оксиди. Најважен од нив е фосфор оксид (V) P 4 O 10 (сл. 4). Честопати неговата формула е напишана во поедноставена форма - P 2 O 5. Структурата на овој оксид го задржува тетраедарскиот распоред на атомите на фосфор.
P2+5O5 Фосфорен анхидрид (фосфор (V) оксид)
Бели кристали, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 врие. = 600 0 C, = 2,7 g/cm 3. Има неколку модификации. Во пареа се состои од молекули P 4 H 10, тој е многу хигроскопски (се користи како десикант за гасови и течности).
Потврда
4P + 5O 2 2P 2 O 5
Хемиски својства
Сите Хемиски својствакиселински оксиди: реагира со вода, базни оксиди и алкалии
1) П 2 О 5 +H 2 O2HPO 3 (метафосфорна киселина)
П 2 О 5 + 2 ч 2 О Х 4 П 2 О 7 (пирофосфорна киселина)
П 2 О 5 + 3 ч 2 O2H 3 П.О. 4 (ортофосфорна киселина)
2) П 2 О 5 + 3BaOBa 3 (П.О. 4 ) 2
Во зависност од вишокот на алкали, формира средни и кисели соли:
натриум хидроген фосфат
натриум дихидроген фосфат
Поради својата исклучителна хигроскопност, фосфор (V) оксид се користи во лабораториска и индустриска технологија како средство за сушење и дехидрација. Во својот ефект на сушење ги надминува сите други супстанции. Хемиски врзаната вода се отстранува од безводната перхлорна киселина за да се формира нејзиниот анхидрид:
Ортофосфорна киселина.Познати се неколку киселини кои содржат фосфор. Најважна од нив е ортофосфорната киселина H 3 PO 4 (сл. 5).
Безводна ортофосфорна киселина е светло транспарентни кристали, со собна температурасе шири во воздухот. Точка на топење 42,35 0 В. Фосфорната киселина формира раствори од која било концентрација со вода.
Ортофосфорната киселина одговара на следната структурна формула:
Во лабораторија фосфорна киселина добиеоксидација на фосфор со 30% азотна киселина:
Во индустријата, ортофосфорната киселина се произведува на два начина: екстракција и термички.
1. Методот на екстракција се заснова на третман на здробени природни фосфати со сулфурна киселина:
Фосфорната киселина потоа се филтрира и се концентрира со испарување.
2. Термичкиот метод се состои од редуцирање на природните фосфати до слободен фосфор, проследено со негово согорување до P4O10 и растворање на вториот во вода. Произведено според овој методортофосфорната киселина се карактеризира со поголема чистота и зголемена концентрација (до 80% по маса).
Физички својства. Ортофосфорната киселина е цврста, безбојна, кристална супстанција, многу растворлива во вода.
Хемиски својстваортофосфорната киселина се претставени во Табела 2:
табела 2
Хемиски својства на ортофосфорна киселина
|
Заеднички со други киселини |
Специфичен |
|
1. Воден растворкиселина ја менува бојата на индикаторите.Дисоцијацијата се јавува во фази: Најлесен начин да се разграничите е првиот. чекори и најтешкиот е третиот
натриум хидроген фосфат натриум дихидроген фосфат 5. Реагира со соли на слаби киселини: |
 1. Кога се загрева, постепено се претвора во метафосфорна киселина: бифосфор киселина 2. Кога е изложен на раствор од сребро (I) нитрат, се појавува жолт талог: жолта талог  3. Ортофосфорната киселина игра важна улога во животот на животните и растенијата.Неговите остатоци се дел од АТП на аденозин трифосфорна киселина. Кога АТП се распаѓа, се ослободува голема количина на енергија. |
Ортофосфати.Фосфорната киселина формира три серии на соли. Ако ги означиме металните атоми со буквите Me, тогаш можеме да го прикажеме составот на неговите соли во општа форма (Табела 3).
Табела 3
Хемиски формули на ортофосфати кои содржат метали
Наместо едновалентен метал, составот на молекулите на ортофосфатот може да вклучува амониумска група: (NH 4) 3 PO 4 - амониум ортофосфат;
(NH4) 2 HPO4-амониум хидроген ортофосфат; NH 4 H 2 PO 4 - амониум дихидроген ортофосфат.
Калциум и амониум ортофосфати и хидроортофосфати се широко користени како ѓубрива, а натриум ортофосфат и натриум хидрогенортофосфат се користат за таложење на соли на калциум од водата.
Фосфор- елемент од 3-тиот период и VA група Периодичен систем, сериски број 15. Електронска формула на атомот [ 10 Ne]3s 2 3p 3, стабилна состојба на оксидација во соединенијата +V.
Скала на оксидациона состојба на фосфор:
Електронегативноста на фосфорот (2.32) е значително помала од онаа на типичните неметали и малку повисока од онаа на водородот. Форми различни оксигенирани киселини, соли и бинарни соединенија, покажува неметални (кисели) својства. Повеќето фосфати се нерастворливи во вода.
Во природа - тринаесеттиелемент по хемиско изобилство (шести меѓу неметалите), кој се наоѓа само во хемиски врзана форма. Витален елемент.
Недостатокот на фосфор во почвата се компензира со воведување на фосфорни ѓубрива - главно суперфосфати.
Алотропни модификации на фосфор
Црвен и бел фосфор П. Познати се неколку алотропни форми на фосфор во слободна форма, а главните се бел фосфор R4 и црвен фосфор Pn. Во равенките за реакција, алотропните форми се претставени како P (црвено) и P (бело).
Црвениот фосфор се состои од Pn полимерни молекули со различни должини. Аморфен, на собна температура полека се претвора во бел фосфор. Кога се загрева до 416 °C, се сублимира (кога пареата се лади, белиот фосфор се кондензира). Нерастворлив во органски растворувачи. Хемиската активност е пониска од онаа на белиот фосфор. Во воздухот се запали само кога се загрева.
Се користи како реагенс (побезбеден од белиот фосфор) при неорганска синтеза, полнење за лампи со вжарено и како компонента на лубрикант за кутии во производството на кибрит. Не е отровен.
Белиот фосфор се состои од молекули P4. Мек како восок (сече со нож). Се топи и врие без распаѓање (се топи 44,14 °C, се вари 287,3 °C, стр 1,82 g/cm3). Оксидира во воздухот (зелен сјај во мракот); со голема маса, можно е самозапалување. ВО посебни условисе претвора во црвен фосфор. Добро растворлив во бензен, етери, јаглерод дисулфид. Не реагира со вода, складирана под слој на вода. Исклучително хемиски активни. Покажува редокс својства. Ги враќа благородните метали од растворите на нивните соли.
Се користи во производството на H 3 P0 4 и црвен фосфор, како реагенс во органските синтези, деоксидатор на легури и запаливо средство. Запалениот фосфор треба да се изгаси со песок (но не и вода!). Исклучително отровен.
Равенки на најважните реакции на фосфор:
Производство на фосфор во индустријата
- намалување на фосфоритот со топла кокс (се додава песок за врзување на калциумот):
Ca 3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 Р+ 5СО (1000 °С)
Фосфорната пареа се лади и се добива цврст бел фосфор.
Црвениот фосфор се подготвува од бел фосфор (види погоре); во зависност од условите, степенот на полимеризација n (P n) може да биде различен.
Фосфорни соединенија
Фосфин PH 3. Бинарно соединение, оксидационата состојба на фосфорот е III. Безбоен гас со непријатен мирис. Молекулата има структура на нецелосен тетраедар [: P(H) 3 ] (sp 3 хибридизација). Малку растворлив во вода, не реагира со него (за разлика од NH 3). Силен редукционен агенс, гори во воздух, оксидира до HNO 3 (конц.). Прикачува HI. Се користи за синтеза на органофосфорни соединенија. Високо отровен.
Равенки на најважните реакции на фосфин:
Добивање фосфин во лаборатории:
Casp2 + 6HCl (дил.) = 3CaCl + 2 RNZ
Фосфор (V) оксид P 2 O 5. Киселински оксид. Бело, термички стабилно. Во цврсти и гасовити состојби, димерот P 4 O 10 има структура од четири тетраедри поврзани по три темиња (P - O-P). На многу високи температури се мономеризира до P 2 O 5 . Има и стаклен полимер (P 2 0 5) n. Тој е исклучително хигроскопен, енергично реагира со вода и алкалии. Обновен со бел фосфор. Ја отстранува водата од киселините што содржат кислород.
Се користи како многу ефикасно средство за дехидрација за сушење цврсти материи, течности и гасни мешавини, реагенс за производство на фосфатни чаши, катализатор за полимеризација на алкени. Отровни.
Равенки за најважните реакции на фосфор оксид +5:
Потврда:согорување на фосфор во вишок сув воздух.
Ортофосфорна киселина H 3 P0 4.Оксокиселина. Бела супстанција, хигроскопна, краен производ од интеракцијата на P 2 O 5 со вода. Молекулата има структура на искривен тетраедар [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), содржи ковалентни σ-врски P - OH и σ, π-врска P=O. Се топи без распаѓање и се распаѓа при дополнително загревање. Тој е многу растворлив во вода (548 g/100 g H 2 0). Слаба киселина во раствор, се неутрализира со алкалии, а не целосно од амонијак хидрат. Реагира со типични метали. Влегува во реакции на јонска размена.
Квалитативна реакција е таложење на жолт талог од сребро (I) ортофосфат. Се користи во производството на минерални ѓубрива, за расчистување на сахарозата, како катализатор во органската синтеза и како компонента на антикорозивни премази на леано железо и челик.
Равенки на најважните реакции на ортофосфорна киселина:
Производство на фосфорна киселина во индустријата:
вриење на фосфатна карпа во сулфурна киселина:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Натриум ортофосфат Na 3 PO 4. Оксосол. Бело, хигроскопно. Се топи без распаѓање, термички стабилен. Тој е многу растворлив во вода, се хидролизира во анјонот и создава високо алкална средина во растворот. Реагира во раствор со цинк и алуминиум.
Влегува во реакции на јонска размена.
Квалитативна реакција на јонот PO 4 3-
— формирање на жолт талог од сребро(I) ортофосфат.
Се користи за елиминирање на „постојаната“ цврстина свежа вода, како компонента детергентии фотографски развивачи, реагенс во синтезата на гума. Равенки на најважните реакции:
Потврда:целосна неутрализација на H 3 P0 4 со натриум хидроксид или според реакцијата:
Натриум хидроген фосфат Na 2 HPO 4. Кисела оксо сол. Бело, се распаѓа без да се топи кога умерено се загрева. Тој е многу растворлив во вода и се хидролизира во анјонот. Реагира со H 3 P0 4 (конц.), неутрализиран со алкалии. Влегува во реакции на јонска размена.
Квалитативна реакција на јонот HPO 4 2-— формирање на жолт талог од сребро (I) ортофосфат.
Се користи како емулгатор за кондензирање на кравјо млеко, компонента на пастеризатори за храна и фото-белење.
Равенки на најважните реакции:
Потврда: нецелосна неутрализација на H 3 P0 4 со натриум хидроксид во разреден раствор:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Натриум дихидроген ортофосфат NaH 2 PO 4. Кисела оксо сол. Бело, хигроскопно. Кога се загрева умерено, се распаѓа без да се топи. Високо растворлив во вода, анјонот H 2 P0 4 се подложува реверзибилна дисоцијација. Неутрализирани од алкалии. Влегува во реакции на јонска размена.
Квалитативна реакција на јонот H 2 P0 4 -формирање на жолт талог од сребрен ортофосфат (1).
Се користи во производството на стакло, за заштита на челик и леано железо од корозија и како омекнувач на водата.
Равенки на најважните реакции:
Потврда:нецелосна неутрализација на H 3 PO 4 со натриум хидроксид:
H3PO4 (конц.) + NaOH (дил.) = NaH2PO4+ H2O
Калциум ортофосфат Ca 3(PO 4)2- Оксосол. Бело, огноотпорно, термички стабилно. Нерастворлив во вода. Се распаѓа концентрирани киселини. Обновен со кокс за време на фузија. Главната компонента на фосфорни руди (апатит, итн.).
Се користи за добивање на фосфор во производството на фосфорни ѓубрива (суперфосфати), керамика и стакло; преципитираниот прав се користи како компонента на пастите за заби и полимерен стабилизатор.
Равенки на најважните реакции:
Фосфорни ѓубрива
Мешавината од Ca(H 2 P0 4) 2 и CaS0 4 се нарекува едноставен суперфосфат, Ca(H 2 P0 4) 2 со мешавина на CaНР0 4 - двоен суперфосфат, лесно се апсорбираат од растенијата при хранење.
Највредните ѓубрива се амофос(содржат азот и фосфор), се мешавина од амониум киселински соли NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4.
Фосфор (V) хлорид PCI5. Бинарна врска. Бело, испарливо, термички нестабилно. Молекулата има структура на тригонална бипирамида (sp 3 d-хибридизација). Во цврста состојба, димерот P 2 Cl 10 со јонска структура PCl 4 + [PCl 6 ] - . „Пушете“ на влажен воздух. Многу реактивен, целосно хидролизиран од вода, реагира со алкалии. Обновен со бел фосфор. Се користи како средство за хлор во органската синтеза. Отровни.
Равенки на најважните реакции:
Потврда:хлорирање на фосфор.
