Способы получения оксида фосфора

Р₂О₃ — кислотный оксид

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р₂О₃ — очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

2. Окисление галогенами:

Р₂О₅ — оксид фосфора (V)

При обычной температуре — белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р₄О₁₀. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

Химические свойства

Р₂О₅ — типичный кислотный оксид

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р₂О₅ — водоотнимающий агент

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

H₃PO₄ — фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н₂[НРО₃]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р₂О₃ в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl₃ + ЗН₂О = Н₂[НРО₃] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2Н₂[НРО₃] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H₃PO₃ — бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства

Кислотные функции

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно — и двухзамещенные фосфиты, например:

Восстановительные свойства

Кислота и ее соли — очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H₂SО₄ конц., К₂Сr₂O₂), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

Восстановительные свойства

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н₃РO₃ = ЗН₃РO₄ + РН₃

Фосфиты — соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н₃РO₄ — ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н₃РO₄ служит природный фосфат Са₃(РO₄)₂:

I. 3-стадийный синтез:

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

Химические свойства

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Кислотные функции

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

В отличие от аниона NO₃ — в азотной кислоте, анион РO₄ 3- окисляющим действием не обладает.

Качественная реакция на анион РO₄ 3-

Реактивом для обнаружения анионов РO₄ 3- (а также НРO₄ 2- , Н₂РO₄ — ) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

Образование сложных эфиров

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров — нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н₃РO₄ как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимость в воде

большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)

Источник

Оксид фосфора (III): получение и химические свойства

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид	белый	твердый	кислотный
P2O5 Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид	белый	твердый	кислотный

Оксид фосфора (III) – это кислотный оксид . Белые кристаллы при обычных условиях. Пары состоят из молекул P₄O₆.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода :

Химические свойства оксида фосфора (III)

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P₂O₃ (P₄O₆) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P₂O₃ реакции диспропорционирования.

Например , оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

Например , N₂O окисляется кислородом:

3. С другой стороны Р₂О₃ проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Источник

Оксид фосфора (V): получение и свойства

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид	белый	твердый	кислотный
P2O5 Оксид фосфора(V), фосфорный ангидрид	белый	твердый	кислотный

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

Химические свойства

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например , оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

2. Фосфорный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями .

Например , оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

Еще пример : оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

Источник

Оксид фосфора(V), химические свойства, получение

Краткая характеристика оксида фосфора (V). Формула оксида фосфора (V) :

Оксид фосфора (V) – неорганическое вещество белого цвета.

Оксид фосфора (V) содержит четыре атома фосфора и десять атомов кислорода.

Химическая формула оксида фосфора (V) P₄O₁₀ и P₂O₅. Для простоты записи используют последнюю формулу.

В воде не растворяется, а взаимодействует с ней, образуя кислоты.

Кислотный оксид .

Видео

Модификации оксида фосфора (V):

Твердый оксид фосфора (V) склонен к полиморфизму. Существуют три формы-модификации оксида фосфора (V): H, O`, O и G формы-модификации.

гексагональная H-форма	орторомбическая O`-форма	орторомбическая O-форма	G-форма
Состояние вещества	Кристаллический вид	Кристаллический	Кристаллический вид	Стекловидный вид
Характер стабильности формы	Метастабильная форма	Стабильная форма	Метастабильная форма
Другие характеристики	a=0,744 нм, угол = 87°, пространственная группа R3C	a=1,63 нм, b=0,814 нм, c=0,526 нм, пространственная группа Fdd2	a=0,923 нм, b = 0,718 нм, c = 0,494 нм, пространственная группа Pnam

H-форма переходит в O-форму при 300-360 °C (процесс заканчивается при 378 °C).

Химические и физические свойства

Список физических свойств оксида фосфора (V):соединение относят к типу неорганических веществ;имеет вид белых тригональных кристаллов;твердое агрегатное состояние при 20°C и атмосферном давлении 1 атм.;плотность каждой H-формы при условии, что вещество находится в твердом состоянии при комнатной температуре, равна 2,3 г/см3;плотность O`-формы при условии, что вещество находится в твердом состоянии при комнатной температуре, равна 3 г/см3;плотность O-формы при условии, что вещество находится в твердом состоянии при комнатной температуре, равна 2,72 г/см3;температура сублимации H-формы — 340,5°C;температура кипения O`-формы — 605,5°C;температура кипения O-формы — 605,5°C;температура плавления H-формы — 420,5°C (0,48 МПа);температура плавления O`-формы — 580,5°C (74 кПа);температура плавления O-формы — 562°C (58 кПа);молярная масса оксида фосфора (V) P2O5 — 141,94 г/моль;молярная масса димера оксида фосфора (V) P4O10 — 283,88 г/моль.

Оксид фосфора (V) относят к группе кислотных оксидов неметаллов. К примеру, оксид кремния (IV) и оксид серы (VI) также являются кислотными оксидами.

Взаимодействие оксида фосфора (V) с белым фосфором можно описать с помощью уравнения: 3P4O10+2P4→5P4O6(t=50°C) Результатом реакции является образование оксида фосфора (III).

При соединении оксида фосфора (V) с натрием образуются соли метафосфат натрия NaPO3 и фосфид натрия Na3P: 3P4O10+16Na→10NaPO3+2Na3P(t=300-400°C)

Химическая реакция оксида фосфора (V) и лития приводит к образованию солей в виде метафосфата лития LiPO3 и фосфида лития Li3P: 3P4O10+16Li→10LiPO3+2Li3P(t=300-400°C)

При контакте оксида фосфора (V) со фтором образуются оксид-трифторид фосфора(V) и кислород: P4O10+6F2→4POF3+3O2(t=100°C)

Химическая реакция оксида фосфора (V) и воды протекает таким образом: P4O10+6H2O→4H3PO4 или P2O5+3H2O→2H3PO4 P4O10+2H2O→4HPO3 или P2O5+H2O→2HPO3 В результате взаимодействия вещества с водой образуются кислоты. В первом примере продуктом реакции является ортофосфорная кислота H3PO4, а во втором — метафосфорная кислота HPO3

Взаимодействие оксида фосфора (V) с оксидом кальция приводит к образованию солей: CaO+P2O5→Ca(PO3)2 2CaO+P2O5→Ca2P2O7 3CaO+P2O5→Ca3(PO4)2(t°) В первом случае образуется метафосфат кальция Ca(PO3)2. В результате второй химической реакции синтезируется пирофосфат кальция Ca2P2O7, в результате третьей — фосфат кальция Ca3(PO4)2.

Взаимодействие оксида фосфора (V) с оксидом натрия приводит к образованию соли в виде ортофосфата натрия: 3Na2O+P2O5→2Na3PO4

Реакция оксида фосфора (V) и оксида бора является процессом образования фосфата бора: 2B2O3+P4O10→4BPO4(t°)

В процессе реакции оксида фосфора (V) и гидроксида натрия образуются соль ортофосфат натрия и вода: P4O10+12NaOH→4Na3PO4+6H2O или P2O5+6NaOH→2Na3PO4+3H2O

Оксид фосфора (V) вступает в реакцию с плавиковой кислотой, что приводит к образованию оксида-трифторида фосфора и метафосфорной кислоты: P4O10+3HF→POF3+3HPO3(t=120-170°C).

Оксид фосфора (V) реагирует с бромоводородом, что в результате позволяет получить оксид-трибромид фосфора и метафосфорную кислоту: P4O10+3HBr→POBr3+3HPO3(t=200°C)

Взаимодействие оксида фосфора (V) с азотной кислотой с образованием оксида азота и метафосфорной кислоты: 4HNO3+P4O10→2N2O5+4HPO3 или 2HNO3+P2O5→N2O5+2HPO3(t=–10°C)

Оксид фосфора (V) взаимодействует с ортофосфорной кислотой, что сопровождается образованием дифосфорной (пирофосфорной) кислоты: P4O10+8H3PO4→6H4P2O7(t=80-100°C)

Взаимодействие оксида фосфора (V) и пероксида водорода с образованием дипероксодиоксофосфата водорода и воды: P4O10+8H2O2→4H3PO2(O2)2+2H2O(t=–20°C)

В процессе реакции оксида фосфора (V) с амидами они превращаются в нитрилы. При взаимодействии вещества со спиртами, эфирами, фенолами, другими органическими соединениями образуются фосфорорганические соединения.

Применение

P₄O₁₀ применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H₃PO₄ термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Физические свойства оксида фосфора (V). Масса, цвет, плотность, температура и пр.:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула оксида фосфора (V)	P4O10 и P2O5
Синонимы и названия иностранном языке	phosphorus (V) oxide (англ.)

тетрафосфора декаоксид (рус.)

фосфора пентаоксид (рус.)

фосфорный ангидрид (рус.)

Тип вещества неорганическое Внешний вид белые тригональные кристаллы Цвет оксида фосфора (V) белый Вкус —* Запах — Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) твердое вещество Плотность H-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м 3 2300 Плотность H-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 2,3 Плотность O`-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м 3 3000 Плотность O`-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 3,0 Плотность O-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м 3 2720 Плотность O-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 2,72 Температура сублимации H-формы, °C 340,5 Температура кипения O`-формы, °C 605,5 Температура кипения O-формы, °C 605,5 Температура плавления H-формы, °C 420,5 (0,48 МПа) Температура плавления O`-формы, °C 580,5 (74 кПа) Температура плавления O-формы, °C 562 (58 кПа) Молярная масса оксида фосфора (V), P₂O₅, г/моль 141,94 Молярная масса оксида фосфора (V), P₄O₁₀, г/моль 283,88

Фосфористый ангидрид

Относится к бинарным неорганическим соединениям, имеет формулу P2O3 и представлен в виде димеров Р4О6. В основе молекулярной структуры лежит тетраэдр, где парные атомы фосфора разделяются атомом кислорода. Получение оксида фосфора (III) происходит при медленном окислении или горении элементарного фосфора в условиях дефицита воздуха или кислорода. Реакция записывается следующими формулами:

При нормальной температуре, влажности и давлении вещество имеет вид белой воскообразной массы, плавящейся уже при 23,8 °C и легко возгоняющейся. Оно обладает неприятным запахом и очень ядовито, без труда растворяется в воде и органических растворителях, на свету неустойчиво и со временем приобретает сначала жёлтый, а затем красный цвет.

Как типичный представитель класса кислотных оксидов, при растворении в холодной воде даёт фосфористую кислоту. Реакция такова:

Р2О3 + 3H2О =2H3PO3

При взаимодействии с горячей водой диспропорционирование протекает довольно интенсивно, образуются соединения фосфора с разными степенями окисления:

2Р2О3 + 6Н2О = PH3 + 3H3PO4.

Реакция термического разложения в вакууме при температурах от 210 до 250 °C позволяет получить октаоксид тетрафосфора и красный фосфор:

4P4O6 = 3P4O8 + 4P.

Гидроксиды металлов (щёлочи) реагируют с фосфористым ангидридом и образуют соли фосфористой кислоты:

Р2О3 + 4KOH = 2K2HPO3 + Н2О.

При взаимодействии с кислородом воздуха и галогенами выступает в роли восстановителя. В первом случае образуется фосфорный ангидрид:

во втором — галогеноводород и ортофосфорная кислота:

Р2О3 + 2F2 + 5Н2О = 4HF + 2H3PO4.

Малоактивные металлы при помощи фосфористого ангидрида легко восстанавливаются из растворов их соединений:

2P2O3 + 4HgCl2 + 10H2O = 4H3PO4 + 4Hg + 8HCl.

Оксид фосфора (III) нашёл применение в лабораторной практике в качестве осушающего средства.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.

Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Анион соли	Название	Растворимость в воде	Примеры солей
PO4 3-	Фосфат (ортофосфат)	большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)	Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO4 2-	Гидрофосфат	растворимы	Na2НРO4; СаНРО4
Н2РO4 —	Дигидрофосфат	очень хорошо растворимы	NaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

• Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Источник