Tlenki fosforu. Fosfor tworzy kilka tlenków. Najważniejsze z nich to P4O6 i P4O10. Często ich wzory zapisywane są w uproszczonej formie jako P2O3 i P2O5 (poprzednie wskaźniki dzielimy przez 2).
Tlenek fosforu(III) P4O6 jest woskowatą, krystaliczną masą, która topi się w temperaturze 22,5°C. Otrzymuje się go przez spalanie fosforu przy braku tlenu. Silny środek redukujący. Bardzo trujący.
Tlenek fosforu (V) P4O10 jest białym, higroskopijnym proszkiem. Otrzymuje się go poprzez spalanie fosforu w nadmiarze powietrza lub tlenu. Bardzo energicznie łączy się z wodą, a także usuwa wodę z innych związków. Stosowany jako osuszacz gazów i cieczy.
Tlenki i tyle związki tlenu Fosfor jest znacznie silniejszy od podobnych związków azotu, co należy tłumaczyć osłabieniem niemetalicznych właściwości fosforu w porównaniu z azotem.
Tlenek fosforu (V). P2O5 silnie oddziałuje z wodą, a także usuwa wodę z innych związków. Dlatego P2O5 jest szeroko stosowany jako środek suszący dla różnych substancji pochodzących z pary wodnej.
Bezwodnik fosforu, oddziałując z wodą, tworzy przede wszystkim kwas metafosforowy HPO3:
Gdy roztwór kwasu metafosforowego gotuje się, powstaje kwas ortofosforowy H3PO4:
Po podgrzaniu H3PO4 można otrzymać kwas pirofosforowy H4P2O7:
P2O5 to biała, przypominająca śnieg substancja, która łapczywie się wchłania
Zawiera wodę i służy do suszenia gazów i cieczy, a w niektórych przypadkach
tak, do usuwania chemicznie związanej wody z substancji:
2 HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2 HPO3
4HClO4 + P4O10 → (HPO3)4 + 2Cl2O7.
Tlenek fosforu(V) jest szeroko stosowany w syntezie organicznej. Reaguje z amidami, zamieniając je w nitryle:
P4O10 + RC(O)NH2 → P4O9(OH)2 + RCN
Kwasy karboksylowe przekształca się w odpowiednie bezwodniki:
P4O10 + 12RCOOH → 4H3P04 + 6(RCO)2O
P2O5 + 6RCOOH → 2H3P04 + 3(RCO)2O
Oddziałuje także z alkoholami, eterami, fenolami i innymi związkami organicznymi. W takim przypadku pojawia się luka Połączenia P-O-P i powstają związki fosforoorganiczne. Reaguje z NH3 i halogenowodorami, tworząc fosforany amonu i tlenohalogenki fosforu:
P4O10 + 8PCl3 + O2 → 12Cl3PO
Kiedy P4O10 łączy się z zasadowymi tlenkami, tworzy różne stałe fosforany, których charakter zależy od warunków reakcji.
Powiązana informacja:
- Rytmy biologiczne. W 2 tomach T. 1. Tłum. z angielskiego - M.: Mir, 1984. - 414 s. ciepła lub po oddzielnym 12-godzinnym narażeniu na niską temperaturę zaobserwowano kilka przejściowych cykli w rytmie ćwierkania
- Rytmy biologiczne. W 2 tomach T. 1. Tłum. z angielskiego - M.: Mir, 1984. - 414 s. istniejące i utracone rytmy czasami przywracane są po kilku tygodniach (43]
- Kiedy wystawiane są faktury w przypadku świadczenia usług lub dostaw dokonywanych kilka razy w ciągu jednego okresu rozliczeniowego (art. 168 klauzula 3 kodeksu podatkowego Federacji Rosyjskiej)?
Tlenek fosforu to bezbarwna, amorficzna lub szklista substancja występująca w trzech postaciach krystalicznych, dwóch bezpostaciowych i dwóch ciekłych.
Toksyczna substancja. Powoduje oparzenia skóry i podrażnienie błon śluzowych.
Pięciotlenek fosforu jest bardzo higroskopijny. Reaguje z alkoholami, eterami, fenolami, kwasami i innymi substancjami. Podczas reakcji z substancje organiczne Wiązania między fosforem i tlenem zostają zerwane i powstają związki fosforoorganiczne. Wchodzi w reakcje chemiczne z amoniakiem (NH 3) i halogenowodorami, tworząc fosforany amonu i tlenohalogenki fosforu. Tworzy fosforany z zasadowymi tlenkami.
Trójwymiarowy model cząsteczki
Zawartość pięciotlenku fosforu w glebie i nawozach
W rzeczywistości w glebie występują tylko sole kwasu ortofosforowego H 3 PO 4, ale złożone nawozy mogą również zawierać sole kwasów meta-, piro- i polifosforowego.
Podstawą powstawania kwasu ortofosforowego jest pięciotlenek fosforu. Dlatego też, a także ze względu na fakt, że rośliny nie pobierają fosforu pierwiastkowego, przyjmuje się, że stężenie fosforu należy wskazywać poprzez zawartość pięciotlenku fosforu.
P2O5+3H 2O→ 2 H 3PO 4
Wszystkie sole kwasu ortofosforowego i kationów jednowartościowych (NH 4 +, Na +, K +) oraz monopodstawione sole kationów dwuwartościowych (Ca(H 2 PO 4) 2 i Mg(H 2 PO 4) 2) występujące w glebie są rozpuszczalne w wodzie.
Dwupodstawione sole kationów dwuwartościowych są nierozpuszczalne w wodzie, ale łatwo rozpuszczają się w słabych kwasach wydzielin korzeni i kwasach organicznych mikroorganizmów. Pod tym względem są również dobrym źródłem P 2 O 5 dla roślin.
Pobieranie pięciotlenku fosforu przez rośliny
Jak wspomniano powyżej, w przyrodzie głównym źródłem fosforu są sole kwasu ortofosforowego H 3 PO 4. Jednak po hydrolizie piro-, poli- i metafosforany są wykorzystywane również przez prawie wszystkie rośliny uprawne.
Hydroliza pirofosforanu sodu:
Na 4 P 2 O 7 + H 2 O + 2H + → 2NaH 2 PO 4 +2Na +
Hydroliza trójpolifosforanu sodu:
Na 5 P 3 O 10 + 2H 2 O + 2H + → 3NaH 2 PO 4 +2Na +
Hydroliza jonu metafosforanowego (w środowisku kwaśnym):
(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 -
Kwas ortofosforowy, jako trójzasadowy, dysocjuje trzy aniony H2PO - 4, HPO 4 2-, PO 4 3-. W lekko kwaśnych warunkach środowiska, w którym uprawia się rośliny, jon pierwszy jest najbardziej powszechny i dostępny, drugi w mniejszym stopniu, a trzeci praktycznie niedostępny. Natomiast łubin, kasza gryczana, gorczyca, groch, koniczyna słodka, konopie i inne rośliny są w stanie wchłonąć fosfor z fosforanów trójzasadowych.
Niektóre rośliny przystosowały się do wchłaniania jonów fosforanowych z fosforu związki organiczne(fityna, glicefosforany itp.). Korzenie tych roślin wydzielają specjalny enzym (fotoftazę), który oddziela anion kwasu fosforowego od związków organicznych, a następnie rośliny absorbują ten anion. Do roślin tego rodzaju zalicza się groszek, fasolę i kukurydzę. Ponadto aktywność fosfatazy wzrasta w warunkach głodu fosforu.
Wiele roślin może dostarczać fosfor z bardzo rozcieńczonych roztworów, do 0,01 mg/l P 2 O 5. Naturalnie rośliny mogą zaspokoić zapotrzebowanie na fosfor tylko wtedy, gdy jego stężenie będzie stale przywracane do co najmniej tego samego niskiego poziomu.
Ustalono doświadczalnie, że fosfor wchłonięty przez korzenie wykorzystywany jest przede wszystkim do syntezy nukleotydów, a w celu dalszego przedostania się do części nadziemnej fosforany ponownie przedostają się do naczyń przewodzących korzenia w postaci związków mineralnych.
Przeliczenie zawartości fosforu w nawozach
y = x.% × 30,974 ( masa cząsteczkowa) × 2 / 30,974 (masa molowa) × 2 + 15,999 (masa molowa O) × 5
X- zawartość P 2 O 5 w nawozie, %;
y- Zawartość P w nawozie, %
y = x,% × 0,43643
Na przykład:
nawóz zawiera 40% tlenku fosforu
aby ponownie obliczyć procent pierwiastka fosforu w nawozie, należy pomnożyć ułamek masowy tlenek w nawozie na ułamek masowy pierwiastka w tlenku (dla P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572%
Fosfor został odkryty i wyizolowany w 1669 roku przez niemieckiego chemika H. Branda. W naturze pierwiastek ten występuje wyłącznie w postaci związków. Głównymi minerałami są fosforyt Ca3(PO4)2 i apatyt 3Ca3(PO4)2. CaF2 lub Ca5F(PO4)3. Ponadto pierwiastek ten wchodzi w skład białek i występuje także w zębach i kościach. Fosfor najłatwiej reaguje z tlenem i chlorem. Przy nadmiarze tych substancji powstają związki o (dla P) +5, a przy niedoborze - o stopniu utlenienia +3. Tlenek fosforu można przedstawić za pomocą kilku wzorów reprezentujących różne substancje chemiczne. Wśród nich najczęściej spotykane są P2O5 i P2O3. Inne rzadkie i mało zbadane tlenki to: P4O7, P4O8, P4O9, PO i P2O6.
Reakcja utleniania fosforu elementarnego tlenem przebiega powoli. Interesujące są jego różne strony. Po pierwsze, w ciemności towarzysząca mu poświata jest wyraźnie widoczna. Po drugie, proces utleniania zawsze zachodzi wraz z powstawaniem ozonu. Dzieje się tak na skutek wytworzenia związku pośredniego – fosforylu PO – według schematu: P + O2 → PO + O, a następnie: O + O2 → O3. Po trzecie, utlenianie wiąże się z gwałtowną zmianą przewodności elektrycznej otaczającego powietrza w wyniku jego jonizacji. Emisja światła bez zauważalnego nagrzewania podczas przepływu reakcje chemiczne, nazywa się chemiluminescencją. W wilgotnym środowisku zielona chemiluminescencja jest spowodowana tworzeniem się pośredniego PO.
Utlenianie fosforu zachodzi tylko przy określonym stężeniu tlenu. Nie powinna znajdować się poniżej minimalnego i powyżej maksymalnego progu O2. Sam odstęp zależy od temperatur i wielu innych czynników. Na przykład w standardowych warunkach utlenianie fosforu czystym tlenem wzrasta do 300 mm Hg. Sztuka. Następnie maleje i spada prawie do zera, gdy ciśnienie cząstkowe tlenu osiąga 700 mmHg. Sztuka. i wyżej. Zatem tlenek nie powstaje w normalnych warunkach, ponieważ fosfor praktycznie nie jest utleniany.
Pięciotlenek fosforu
Najbardziej charakterystycznym tlenkiem jest bezwodnik fosforu, czyli fosforu, P2O5. Jest to biały proszek o ostrym zapachu. Określając jego masę cząsteczkową w parze, stwierdzono, że bardziej poprawnym zapisem jego wzoru jest P4O10. Jest to substancja niepalna, topi się w temperaturze 565,6 C. Bezwodnik P2O5 jest tlenkiem kwasowym o wszystkich charakterystyczne właściwości, ale łapczywie pochłania wilgoć, dlatego stosuje się go jako środek osuszający do cieczy lub gazów. Tlenek fosforu może usuwać wodę, która jest zawarta w kompozycji substancje chemiczne. Bezwodnik powstaje w wyniku spalania fosforu w atmosferze tlenu lub powietrza, z odpowiednią ilością O2 według schematu: 4P + 5O2 → 2P2O5. Wykorzystywany jest do produkcji kwasu H3PO4. Podczas interakcji z wodą może tworzyć trzy kwasy:
- metafosforowy: P2O5 + H2O → 2HPO3;
- pirofosforowy: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
- ortofosforowy: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.
Pięciotlenek fosforu reaguje gwałtownie z wodą i substancjami zawierającymi wodę, takimi jak drewno czy bawełna. To tworzy duża liczba ciepło, które może nawet spowodować pożar. Powoduje korozję metali i jest bardzo drażniący (poważne oparzenia oczu i skóry) dróg oddechowych i błon śluzowych, nawet w stężeniach tak niskich jak 1 mg/m3.
Trójtlenek fosforu
Bezwodnik fosforu, czyli trójtlenek fosforu, P2O3 (P4O6) to biały substancja krystaliczna(zewnętrznie podobny do wosku), który topi się w temperaturze 23,8 C i wrze w temperaturze 173,7 C. Podobnie jak P2O3 jest substancją bardzo toksyczną. Jest to tlenek kwasowy ze wszystkimi nieodłącznymi właściwościami. Tlenek fosforu 3 powstaje w wyniku powolnego utleniania lub spalania wolnej substancji (P) w środowisku, w którym brakuje tlenu. Trójtlenek fosforu powoli reaguje z zimną wodą tworząc kwas: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tlenek fosforu ten reaguje energicznie z gorącą wodą, a reakcje przebiegają w różny sposób, w wyniku czego może powstać czerwony fosfor (produkt modyfikowany alotropowo), wodorek fosforu, a także kwasy: H3PO3 i H3PO4. Rozkładowi termicznemu bezwodnika P4O6 towarzyszy eliminacja atomów fosforu, w wyniku czego powstają mieszaniny tlenków P4O7, P4O8, P4O9. Strukturalnie przypominają P4O10. Najbardziej przebadanym z nich jest P4O8.
Tlenek fosforu(V).
Fosfor tworzy kilka tlenków. Najważniejszym z nich jest tlenek fosforu (V) P 4 O 10 (ryc. 4). Często jego formuła jest zapisana w uproszczonej formie - P 2 O 5. Struktura tego tlenku zachowuje czworościenny układ atomów fosforu.
P2+5O5 Bezwodnik fosforu (tlenek fosforu (V))
Białe kryształy, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 wrzenia. = 600°C, = 2,7 g/cm3. Posiada kilka modyfikacji. W parze składa się z cząsteczek P 4 H 10, jest bardzo higroskopijny (stosowany jako środek osuszający do gazów i cieczy).
Paragon
4P + 5O 2 2P 2 O 5
Właściwości chemiczne
Wszystko Właściwości chemiczne tlenki kwasowe: reaguje z wodą, tlenkami zasadowymi i zasadami
1) P 2 O 5 +H 2 O2HPO 3 (kwas metafosforowy)
P 2 O 5 + 2H 2 OH 4 P 2 O 7 (kwas pirofosforowy)
P 2 O 5 + 3H 2 O2H 3 PO 4 (kwas ortofosforowy)
2) P 2 O 5 + 3BaOBa 3 (PO. 4 ) 2
W zależności od nadmiaru zasad tworzy sole średnie i kwaśne:
wodorofosforan sodu
diwodorofosforan sodu
Ze względu na wyjątkową higroskopijność tlenek fosforu (V) stosowany jest w technologii laboratoryjnej i przemysłowej jako środek suszący i odwadniający. W działaniu wysuszającym przewyższa wszystkie inne substancje. Chemicznie związaną wodę usuwa się z bezwodnego kwasu nadchlorowego, tworząc jego bezwodnik:
Kwas ortofosforowy. Znanych jest kilka kwasów zawierających fosfor. Najważniejszym z nich jest kwas ortofosforowy H 3 PO 4 (ryc. 5).
Bezwodny kwas ortofosforowy to lekkie przezroczyste kryształy z temperatura pokojowa rozprzestrzeniający się w powietrzu. Temperatura topnienia 42,35 0 C. Kwas fosforowy tworzy z wodą roztwory o dowolnym stężeniu.
Kwas ortofosforowy odpowiada następującemu wzorowi strukturalnemu:
W laboratorium kwas fosforowy Dostawać utlenianie fosforu 30% kwasem azotowym:
W przemyśle kwas ortofosforowy wytwarza się dwoma sposobami: ekstrakcyjnym i termicznym.
1. Metoda ekstrakcji polega na obróbce rozdrobnionych naturalnych fosforanów kwasem siarkowym:
Następnie kwas fosforowy filtruje się i zatęża przez odparowanie.
2. Metoda termiczna polega na redukcji naturalnych fosforanów do wolnego fosforu, a następnie jego spaleniu do P4O10 i rozpuszczeniu tego ostatniego w wodzie. Wyprodukowano wg Ta metoda kwas ortofosforowy charakteryzuje się wyższą czystością i podwyższonym stężeniem (do 80% wag.).
Właściwości fizyczne. Kwas ortofosforowy jest substancją stałą, bezbarwną, krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie.
Właściwości chemiczne kwas ortofosforowy przedstawiono w tabeli 2:
Tabela 2
Właściwości chemiczne kwasu ortofosforowego
|
Wspólne z innymi kwasami |
Konkretny |
|
1. Roztwór wodny kwas zmienia kolor wskaźników. Dysocjacja zachodzi etapami: Najprostszym sposobem na oddzielenie jest ten pierwszy. kroków, a najtrudniejszy jest trzeci
wodorofosforan sodu diwodorofosforan sodu 5. Reaguje z solami słabych kwasów: |
 1. Po podgrzaniu stopniowo zamienia się w kwas metafosforowy: bifosfor kwas 2. Po wystawieniu na działanie roztworu azotanu srebra (I) pojawia się żółty osad: żółty osad  3. Kwas ortofosforowy odgrywa ważną rolę w życiu zwierząt i roślin. Jego pozostałości są częścią kwasu adenozynotrójfosforowego ATP. Kiedy ATP się rozpada, uwalniana jest duża ilość energii. |
Ortofosforany. Kwas fosforowy tworzy trzy serie soli. Jeśli atomy metalu oznaczymy literami Me, to możemy ogólnie przedstawić skład jego soli (tabela 3).
Tabela 3
Wzory chemiczne ortofosforanów zawierających metale
Zamiast metalu jednowartościowego skład cząsteczek ortofosforanu może obejmować grupę amonową: (NH 4) 3PO 4 - ortofosforan amonu;
(NH 4) 2HPO 4 – wodoroortofosforan amonu; NH 4 H 2 PO 4 - diwodoroortofosforan amonu.
Ortofosforany i hydroortofosforany wapnia i amonu są szeroko stosowane jako nawozy, a ortofosforan sodu i wodoroortofosforan sodu służą do wytrącania soli wapnia z wody.
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. Formy różne kwasy utlenione, sole i związki binarne, 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).
Fosfor czerwony składa się z cząsteczek polimeru Pn o różnej 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. Odnawia 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.
Fosfor czerwony wytwarza się z fosforu białego (patrz wyżej), w zależności od warunków stopień polimeryzacji n (P n) może być różny.
Związki fosforu
Fosfina PH 3. Związek binarny, stopień utlenienia fosforu to III. Bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu. 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 stanie stałym i gazowym dimer P 4 O 10 ma strukturę czterech czworościanów połączonych trzema wierzchołkami (P - O-P). W bardzo wysokich temperaturach 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, ciecze i mieszaniny gazów, odczynnik do produkcji szkieł fosforanowych, katalizator do polimeryzacji alkenów. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji tlenku fosforu +5:
Paragon: spalanie fosforu w nadmiarze suchego powietrza.
Kwas ortofosforowy H 3 P0 4. Oksokwas. Substancja biała, higroskopijna, 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 H 2 0). 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 jest jako emulgator do zagęszczania mleka krowiego, 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. Wysoce rozpuszczalny w wodzie anion H 2 P0 4 ulega odwracalna dysocjacja. 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 stężone kwasy. Odtworzony przez koks podczas stapiania. Główny składnik rud fosforytów (apatyt itp.).
Służy do otrzymywania fosforu w produkcji nawozów fosforowych (superfosforanów), ceramiki i szkła, proszek strącony 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 amonu sole kwasowe 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.
