Киселина основните свойства на фосфорния оксид 5. Кислородни съединения на фосфор
Р2О 3 - фосфорен оксид (III)
При нормална температура, бялата восъчна маса с t. Pl. 23.5 "s. Много лесно се изпарява, има неприятна миризма, много отровна. Има под формата на димер P 4 O 6.
Метод за получаване
Р2О 3 се образува с бавно окисление на фосфор или в неговото горене в недостатък на кислород:
4p + 3o 2 \u003d 2R 2O 3
Химични свойства
Р2О 3 - киселинен оксид
Като киселинен оксид, когато взаимодейства с вода, фосфорни киселинни форми:
Р2О 3 + Zn 2O \u003d 2H 3 PO3
Но когато се разтваря в гореща вода, има много насилствен отговор на непропорционалността P 2O 3:
2P 2 O 3 + 6N 2 O \u003d рН 3 + рН 3О 4
Взаимодействието на Р2О 3 с алкали води до образуването на фосфорни соли:
Р2О 3 + 4NAOH \u003d 2NA 2 HPO 3 + H2O
P2O 3 - много силен редуциращ агент
1. Окисляване на въздушния кислород:
P2O 3 + O 2 \u003d P2O 5
2. Халоген окисление:
Р2О 3 + 2С12 + 5N 2 O \u003d 4HCL + 2H3PO4
Р2О 5 - фосфорен оксид (V)
При нормална температура, бялата снежна маса, няма миризма, съществува под формата на димер P 4O 10. Когато се свържете с въздуха, се счупи в сироп флуид (NPO 3). P2O 5 е най-ефективният сушилен агент и поливащ агент. Използва се за източване на нелетливи вещества и газове.
Метод за получаване
Фосфорният анхидрид се образува в резултат на изгаряне на фосфор в излишък на въздух:
4P + 5O 2 \u003d 2P 2O 5
Химични свойства
P2O 5 - типичен оксид на киселината
Като оксид на киселина Р 2 o 5 взаимодейства:
а) с вода, образувайки различни киселини
Р2О 5 + Н20 \u003d 2HPO 3 метафосфер
P2O 5 + 2N 2 O \u003d H4P2O7 пирофосфория (diffosfor)
P2O 5 + Zn 2O \u003d 2H 3 PO 4 ортофосфор
б) с основните оксиди, образуващи фосфати Р2О 5 + ZVAO \u003d Va3 (PO4) 2
P2O 5 + 6NAOH \u003d 2NA 3 PO 4 + Zn 2 O
P2O 5 + 4NAOH \u003d 2NA 2 HPO 4 + H2O
P2O 5 + 2NAOH \u003d 2NAH 2 PO 4 + H 2 O
P2O 5 - поливащ агент
Фосфорният анхидрид отнема от други вещества не само чрез хигроскопична влага, но и химически свързана вода. Той е в състояние дори да дехидратира оксоцелоти:
P2O 5 + 2HNO 3 \u003d 2HPO 3 + N 2O 5
P2O 5 + 2NCLO 4 \u003d 2HPO 3 + SL 2O 7
Това се използва за получаване на киселинни анхидриди.
Фосфорни киселини
Фосфорът образува само 2 устойчив оксид, но голям номер Киселини, в които е в окислителни степени +5, +4, +3, +1. Структурата на най-известните киселини се изразява от следните формули
Както може да се види от тези формули, фосфор във всички случаи образува пет ковалентни връзки, т.е. Тя има Valence, равна на V. в същото време, степента на окисление на фосфора и основността на киселините се различават.
Повечето практическа стойност Те имат ортофосфор (фосфорна) и ортофосфор (фосфорна) киселина.
H 3 PO 4 - фосфорна киселина
Важна характеристика на фосфорната киселина се дължи на структурата на нейните молекули. Един от трите атома на водород се свързва директно с фосфров атом, затова не е способен да заместване на метални атоми, в резултат на което тази киселина е двустаен. Формулата на фосфорната киселина е написана съгласно този факт, както следва: H 2 [HRO 3]
Това е слаба киселина.
Методи за получаване
1. Разтваряне на Р2О3 във вода (виж по-горе).
2. Хидролиза на фосфорни халиди (III): PCL 3 + ZN2O \u003d H2 [NRA3] + 3HC1
3. Окисление на бял фосфор хлор: 2P + 3CI2 + 6N 2O \u003d 2N 2 [NRO 3] + 6HC1
Физически свойства
При обичайната температура Н 3О 3 - безцветни кристали с m. Пл. 74 ° C, добре разтворим във вода.
Химични свойства
Киселинни функции
Фосфорна киселина проявява всички свойства, характерни за клас Киселини: взаимодейства с метали с подчертаване на Н2; с метални оксиди и основи. В същото време, едно - и двукратно фосфити, например, се образуват, например:
Н2 [NRA 3] + NaOH \u003d NaH + H2
H 2 [NRA 3] + 2NAOH \u003d Na2 + 2N 2
Възстановителни свойства
Киселината и нейните соли са много силни редуциращи агенти; Те влизат в редукционни реакции, както при силни окислители (халогени, Н2S04 конц., K2 CR2O2), и с достатъчно слаб (например възстановяват AU, Ag, PT, PD от разтворите на техните соли) . Фосфорната киселина се превръща в фосфор.
Примери за реакции:
H 3 PO 3 + 2AGNO 3 + Н20 \u003d Н3О 4 + 25 + 2На 3
Н 3О 3 + С12 + Н20 \u003d Н 3О 4 + 2HCL
При нагряване във вода, НЗО 3 се окислява до Н3О 4 с освобождаване на водород:
Н 3О 3 + Н20 \u003d Н 3О 4 + Н2
Възстановителни свойства
Реакция на диспропортерация
При нагряване на безводна киселина се случва непропорционалност: 4Н 3О 3 \u003d Zn 3 po 4 + рН 3
Фосфати - фосфорни кисели соли
Двуосово фосфора киселина образува два вида соли:
а) единични фосфити (киселинни соли), в молекули, от които метални атоми са свързани с аниони H2P03.
Примери: nah 2 po 3, ca (h2 pi 3)
б) два достатъчни фосфити (средни соли), в молекули, от които атомите на метала са свързани с 2- 1 HPO 3 аниони.
Примери: Na2 HPO 3, SHPO 3.
Повечето от фосфитите са слабо разтворими в, само фосфитите се разтварят добре. алкални метали и калций.
H 3 PO4 - ортофосфорна киселина
3-основна киселина. Дисоциацията продължава главно на 1-ви етап:
H 3 PO 4 → H + + H2O 4 -
На второто и третата стъпка, дисоциацията продължава в незначителна:
H2 PO 4 - → H + + NRO 4 2-
NRO 4 2- → H + + PO 4 3-
Физически свойства
При нормална температура, безводен H 3 PO4 е прозрачно кристално вещество, много хигроскопично и ниско топене (Т. pl. 42 ° "в). Смесена с вода във всякакви съотношения.
Методи за получаване
Първоначалният суровина за промишлено производство H 3 PO 4 е естественият фосфат Са 3 (РО 4) 2:
I. 3-стадион Синтез:
СА 3 (ПО 4) 2 → P → P2O 5 → H 3 PO4
II. Разграждане на фосфорит със сярна киселина
СА 3 (PO4) 2 + 3H2S04 \u003d 2N 3 PO 4 + 3CASO 4 ↓
Получената по този метод киселина е замърсена с калциев сулфат.
III. Окисление на фосфорно азотна киселина (лабораторно метод):
SMS + 5HNO 3 + 2N 2 O \u003d ZN 3 PO 4 + 5NO
Химични свойства
H 3 PO 4 показва всички общи имоти Киселини - взаимодейства с активни метали, с основни оксиди и бази, образува амониеви соли.
Киселинни функции
Примери за реакции:
2N 3 PO 4 + 6NA \u003d 2nA 3 PO 4 + 3H2T
2N 3 PO 4 + zsao \u003d ca 3 (pO 4) 2 + zn 2 o
в) с алкали, образуващи средни и кисели соли
H 3 PO 4 + 3NAOH \u003d Na 3 PO 4 + ZN 2 O
H 3 PO 4 + 2NAOH \u003d Na2 HPO 4 + 2N 2
H 3 PO4 + NaOH \u003d NaH 2 PO 4 + H 2 O
Н 3О 4 + NH3 \u003d NH4H2O4
H 3 PO4 + 2NH3 \u003d (NH4) 2 HPO 4
За разлика от Anion No 3 - в азотна киселина, Anion PO 4 не притежава 3-оксидиращия ефект.
Реакция на качеството на Anion PO 4-
Реагентът за откриване на аниони PO 4 3- (както и № 4 2-, Н204 -) е разтвор на agno 3, с добавянето на неразтворимия жълт фосфат със сребро:
ZAG + + PO 4 3- \u003d AG 3 PO 4 ↓
Обучение на естери
Естерите на нуклеозиди и фосфорна киселина са структурни фрагменти от естествени биополимери - нуклеинови киселини.
Фосфатните групи включват и ензими и витамини.
Фосфати. Фосфорни торове.
H 3 PO 4 като 3-основни киселинни форми 3 вида соли, които имат голяма практическа стойност.
Разтворимите соли на фосфорна киселина във водни разтвори са хидролиза.
Фосфати и калций и амониеви хидрофосфати се използват като фосфорни торове.
1. Фосфорно брашно - фино разделен естествен калциев фосфат Са 3 (PO4) 2
2. прост суперфосфат - СА 3 (PO4) 2 + 2H2S04 \u003d СА (Н2О 4) 2 + 2Со 4
3. Двойна суперфосфат - СА 3 (PO4) 2 + 4N 3 PO4 \u003d ZSA (H2PO4) 2
4. Previrate - SA (IT) 2 + H 3 PO 4 \u003d Sunro 4 + 2N 2 O
5. Амофос - NH3 + НЗО 4 \u003d NH4H2PO4;
2NH3 + H3 PO4 \u003d (NH4) 2 HRO 4
6. Аммофос - Амофос + KNO 3
Фосфор - елемент от 3-тия период и групата VA Периодична система, Последовател номер 15. Електронна формула на атом [10 NE3S 2 3P3, стабилно окисление в съединения + v.
Скала за окисляване на фосфор:
Електричеството на фосфора (2.32) е значително по-ниско от типичните неметали и малко по-високи, отколкото в водород. Образува различни кислородни киселини, соли и двоични съединения, проявява неметални (кисели) свойства. Повечето фосфати са неразтворими във вода.
В природата - тринадесети Според разпространението на химическото разпространение елементът (шести сред неметали) се намира само в химически асоцииран. Жизненоважен елемент.
Липсата на фосфор в почвата се попълва с въвеждането на фосфатни торове - предимно суперфосфати.
Амелотропни модификации на фосфор
Червен и бял фосфор R. Известно е няколко алотропни фосфорни форми в свободна форма, основната е Бял фосфор P 4 I. червен фосфор P n. В реакционните уравнения аутропните форми са представени като p (krasn.) И p (bel.).
Червеният фосфор се състои от полимерни молекули p n различни дължини. Amorphous, As. стайна температура Бавно отива в бял фосфор. При нагряване до 416 ° С се отстранява (бял фосфор се кондензира, когато двойката е охладена). Неразтворими в органични разтворители. Химичната активност е по-ниска от тази на белия фосфор. На въздуха светне само когато се нагрява.
Използва се като реагент (по-безопасен от бял фосфор) в неорганичен синтез, пълнеж с нажежаема лампа, компонент на кутията за намаляване на мачовете. Не е отровна.
Белият фосфор се състои от молекули Р \u200b\u200b4. Мек като восък (рязане с нож). Топи и циреи без разлагане (t pl 44.14 ° C, t kip 287.3 ° C, p 1.82 g / cm 3). Оксидизии във въздуха (зелено блясък в тъмното), с голямо количество възможно самостоятелно запалване. Специални условия се превеждат в червен фосфор. Той е добре разтворим в бензол, етер, серво въглерод. Не реагира с вода, съхранявана под водния слой. Изключително химически активен. Показва Redox свойства. Възстановява благородните метали от решенията на техните соли.
Използва се в производството на НЗЗ P0 4 и червен фосфор, като реагент в органичен синтез, сплав деоксидизатор, инженериарна. Изгарянето на фосфор трябва да бъде погасено от пясък (но не вода!). Изключително отровни.
Уравнения на най-важните фосфорни реакции: 
Получаване на Phosphorus индустрия
- Възстановяване на фосфорет горещ кокс (пясък се добавя към свързването на калций):
СА 3 (PO4) 2 + 5C + 3SIO2 \u003d 3CASIO3 + 2 R. + 5co (1000 ° С)
Фосфорните двойки се охлаждат и получават твърд бял фосфор.
Червеният фосфор се приготвя от бял фосфор (виж по-горе), в зависимост от условията, степента на полимеризация N (P N) може да бъде различна.
Фосфорни съединения
Фосфин рН 3.. Бинарно съединение, степен на окисление на фосфор - III. Безцветен газ с неприятна миризма. Молекулата има структурата на незавършен тетраедър [: p (h) 3] (SP 3-хибридизация). Малко разтворима във вода, не реагира с него (за разлика от NH3). Силен редуциращ агент, изгаряния във въздуха, окислен в HNO 3 (конц.). Се присъединяват. Приложен към синтеза на фосфор органични съединения. Силно отровни.
Уравнения на най-важните фосфинови реакции:
Получаване на фосфин Б. Лаборатории:
SAZP2 + 6NSL (RSC) \u003d ZSASL + 2 RNZ.
Фосфорния оксид (V) P2O5. Киселинен оксид. Бяло, термично стабилно. В твърди и газообразни състояния, димер Р 4О 10 със структура от четири тетрадедра, свързана с три върха (P - O-P). С много високи температури Мономеризира до P2O 5. Има и стъклен полимер (Р2 0 5) p. Изключително хигроскопично, реагира енергично с водните алкали. Възстановен от бял фосфор. Взима вода в киселини, съдържащи кислород.
Използва се като много ефективно дехидратиращо средство за източване на твърди вещества, течности и газови смеси, реагент при производството на фосфатни стъкла, полимеризационен катализатор на алкени. Отровен.
Уравнения на най-важните реакции на фосфорния оксид +5:
Получаване: Инфузия на фосфор в излишък на сух въздух.
Ортофосфорна киселина Н 3 Р0 4. Оксока киселина. Бяло вещество, хигроскопичен, ограничен продукт на взаимодействие Р2О 5 с вода. Молекулата има структурата на изкривен тетраедър [p (0) (ON) 3] (SP 3-хибридизадий), съдържа ковалентни σ-връзки p - то и σ, π-bond p \u003d o. Топи без разлагане, с по-нататъшно отопление. Той е добре разтворим във вода (548 g / 100 g H2 0). Слаба киселина В разтвор, неутрализиран от алкали, а не напълно - амоняк хидрат. Реагира с типични метали. Влиза в реакцията на йонообмен.
Висококачествената реакция е загубата на жълт сребърен ортофосфат (I). Използва се при производството на минерални торове, за да се изясни захарозата, като катализатор в органичен синтез, компонент на антикорозионни покрития върху чугун и стомана.
Уравнения на най-важните реакции на ортофосфорна киселина:
Получаване на фосфорна киселина в промишлеността:
сварете фосфеританната руда в сярна киселина:
Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 (конц.) \u003d 2 N3RO4. + 3caso4.
Натриев ортофосфат Na 3 PO4. Оксол. Бяло, хигроскопично. Топи без разлагане, термично стабилни. Той е добре разтворим във вода, хидролизиран върху аниона, създава силно висока алкална среда в разтвор. Реагира в разтвор с цинк и алуминий.
Влиза в реакцията на йонообмен.
Реакция на качеството на йон RO 4 3-
- образуването на жълта утайка от сребърен ортофосфат (I).
Използвани за елиминиране "постоянна" твърдост прясна водаКато компонент на детергент и фотопроекти, реагент в гумения синтез. Уравнения на най-важните реакции:
Получаване: Пълна неутрализация Н 3Р 4 натриев хидроксид или чрез реакция:
Натриев хидроатрафосфат Na2 HPO 4. Остър оксол. Бяло, с умерено отопление се разлага без топене. Добре разтворим във вода, хидролизиран от анион. Реагира с Н3 p04 (конц.), Неутрализирани от алкали. Влиза в реакцията на йонообмен.
Висококачествен отговор на ION NRA 4- образуването на жълта утайка от сребърен ортофосфат (I).
Използва се като емулгатор в снизходителна крава, компонент на хранителни пастьоризатори и фотовоки.
Уравнения на най-важните реакции:
Получаване: Непълна неутрализация Н 3Р 4 натриев хидроксид в разреден разтвор:
2NAOH + H3RO4 \u003d Na2HPO4 + 2H2O
Натриев дихидроратофосфат nah 2 po 4. Остър оксол. Бяло, хигроскопично. С умерено отопление се разлага без топене. Добре разтворим във вода, ANION H2P0 4 се подлага на обратимо дисоциация. Неутрализирани от алкали. Влиза в реакцията на йонообмен.
Висококачествена реакция към йон H 2 P0 4 - Образуването на жълт сребърен ортофосфат (1).
Използва се в производството на стъкло, за защита на стоманата и чугун от корозия, като омекотител за вода.
Уравнения на най-важните реакции:
Получаване: Непълна неутрализация H 3 PO 4 хайвер:
H3RO4 (конц.) + NaOH (RSC) \u003d Nah2po4. + H2O.
Калциев ортофосфат (ПО 4) 2- Oxosol. Бяло, огнеупорна, термично стабилна. Неразтворим във вода. Декомпозирам концентрирани киселини. Възстановен от кокс, когато се сливат. Основният компонент на фосфоритските руди (апатит и др.).
Използва се за получаване на фосфор, при производството на фосфатни торове (суперфосфати), керамика и стъкло, утаен прах - като компонент на пастата за зъби и полимерния стабилизатор.
Уравнения на най-важните реакции:
Фосфорни торове
Сместа от SA (H2P04) 2 и CAS0 4 се нарича прост суперфосфат, SA (H2S0 4) 2 с добавка на Sunr0 4 - двойна суперфосфатте лесно се абсорбират от растенията при хранене.
Най-ценните торове - амофос (съдържат азот и фосфор) са смес от амоняк кисели соли NH4H2O4 и (NH4) 2 HPO 4.
Фосфор хлорид (V) PCI5. Двоична връзка. Бял, летлив, термично нестабилен. Молекулата има структурата на тригоналната биорадид (SP 3 D-хибридизация). В твърдо състояние, димер Р2С110 с йонната структура на PCL 4 + [RSL6] -. "Умре" във влажен въздух. Много реактивен, напълно хидролизиран с вода, реагира с основи. Възстановен от бял фосфор. Използва се като хлорамент в органичен синтез. Отровен.
Уравнения на най-важните реакции:
Получаване: Хлориране на фосфор.
Фосфорен оксид (V)
Фосфорът образува няколко оксиди. Най-важният от тях е фосфорен оксид (V) P4O10 (фиг. 4). Често е написано в опростен вид - Р 2 О 5. В структурата на този оксид се запазва тетраедричното разположение на фосфорните атоми.
P2 + 5O5 фосфорен анхидрид (фосфорен оксид (V))
Бели кристали, t 0 pl. \u003d 570 0 s, t 0 kip. \u003d 600 0 ° С, \u003d 2.7 g / cm 3. Той има няколко модификации. По двойки се състои от молекули Р \u200b\u200b4Н 10, много хигроскопично (използвано като газова сушилня и течности).
Получаване
4p + 5o 2 2g 2 O 5
Химични свойства
Всички химични свойства на кисели оксиди: реагира с вода, основни оксиди и основи
1) Пс. 2 О. 5 + H. 2 O 2hpo. 3 (метафосфортна киселина)
Пс. 2 О. 5 + 2h. 2 O H. 4 Пс. 2 О. 7 (пирофосфорна киселина)
Пс. 2 О. 5 + 3H. 2 O 2h. 3 По. 4 (ортофосфорна киселина)
2) Пс. 2 О. 5 + 3BAO BA. 3 (Po. 4 ) 2
В зависимост от излишните алкални форми средни и кисели соли:
натриев хидрофосфат
натриев дихидрофосфат
Благодарение на изключителната хигроскопичност на фосфорен оксид (V), той се използва в лабораторни и промишлени техники като сушене и дехидратиращо средство. В неговото действие той надхвърля всички други вещества. От безводна хлорна киселина приема химически свързана вода, за да образува анхидрид:
Ортофосфорна киселина. Има няколко киселини, съдържащи фосфор. Най-важното от тях е ортофосфорна киселина N3 PO4 (фиг. 5).
Безводна ортофосфорна киселина е ярки прозрачни кристали, при стайна температура, обхващаща въздух. Точка на топене 42.35. 0 С. При решенията на водната фосфатна киселина образуват решения на всякакви концентрации.
Ортофосфорната киселина съответства на следната структурна формула:
В лабораторната ортофосфорна киселина получаване Окисление на фосфор с 30% азотна киселина:
В индустрията ортофосфорната киселина се получава по два начина: екстракция и термична.
1. Методът за екстракция се основава на лечението на натрошени естествени фосфати със сярна киселина:
Ортофосфорната киселина след това се филтрува и концентрира чрез изпаряване.
2. Топлинният метод се състои в възстановяването на естествените фосфати до свободния фосфор, последвано от горенето до P4O10 и разтваряне на последния във вода. Произведени от този метод Октофосфорната киселина се характеризира с по-висока чистота и повишена концентрация (до 80% от масата).
Физически свойства. Ортофосфорната киселина е твърдо, безцветно, кристално вещество, добре разтворимо във вода.
Химични свойства Ортофосфорната киселина са представени в Таблица 2:
Таблица 2.
Химични свойства на ортофосфорната киселина
|
Общо с други киселини |
Специфични |
|
1. Воден разтвор на киселина променя цвета на индикаторите. Дисоциацията възниква постепенна: Най-лесно е дисоциацията на първата стъпки и най-трудни - на третата
натриев хидрофосфат натриев дихидрофосфат 5. Реагира със соли на слаби киселини: |
 1. Когато се нагрява, постепенно се превръща в метафосфорна киселина: двусфорус киселина 2. При действието на сребърен разтвор на нитрат (I) се появява жълта утайка: жълт утайка  3. Ортофосфорната киселина играе голяма роля в жизнената активност на животните и растенията. Остатъците му са част от АТФ аденосинтрифосфорна киселина. С разграждането на АТР се освобождава голямо количество енергия. |
Ортофосфати. Ортофосфорната киселина образува три реда соли. Ако определите метали с мен букви, тогава тя може да бъде изобразена в обща форма на нейните соли (таблица 3).
Таблица 3.
Химични формули на ортофосфати, съдържащи метали
Вместо моновалентен метал, амониева група може да включва група амоний: (NH4) 3 PO4 - амониев ортофосфат;
(NH4) 2 HPO 4 - хидротофосфат амониев; NH4H2O4 - амониев дихидро-ортофосфат.
Ортофосфатите и калциевите и амониевите хидроатрати са широко използвани като торове, ортофосфат и натриев хидроатрат - за утаяване от водата на калциевите соли.
Фосфорният оксид е безцветно аморфно или стъкловидно вещество, съществуващо три кристални, две аморфни и две течни форми.
Токсично вещество. Причинява изгаряния на кожата и дразнене на лигавицата.
Фосфорният пентоксид е много хигроскопичен. Реагира с алкохоли с етери, феноли, киселини и други вещества. В процеса на реакция с органични вещества Има прекъсване на фосфор с кислород и се образуват фосфорганични връзки. Влиза в Б. химична реакция С амоняк (NH3) и халогенен водород при образуването на амониеви фосфати и фосфорни оксигалоиди. Основните оксиди образуват фосфати.
Триизмерен модел на молекула
Съдържанието на фосфорния пентоксид в почвата и торовете
В действителност, в почвата има само соли на ортофосфорна киселина Н 3О 4, но в сложни торове може да има соли на мета, пиро- и полифосфорни киселини.
Основата за образуването на ортофосфорна киселина е фосфорен пентоксид. Ето защо, както и поради факта, че растенията не абсорбират елементарния фосфор, е договорено да се обозначи концентрацията на фосфор чрез съдържанието на фосфорния пентоксид.
Р 2.O 5 + 3H 2.О.→ 2 H 3.PO 4.
Всички соли на ортофосфорни киселини и моновалентни катиони (NH4 +, Na +, K +) и еднократни соли на двувалентни катиони (СА (Н204) 2 и mg (Н204) 2) са разтворими във вода.
Двойна сол на двувалентни катиони във водата не е разтворима, но лесно се разтваря в слабо кисели киселини на коренови секрети и органични киселини на микроорганизми. В това отношение те също са добър източник на P 2O 5 за растенията.
Абсорбция на фосфорния пентоксид от растенията
Както бе споменато по-горе, в природата, основният източник на фосфор е соли на оофосфатната киселина Н 3О 4. Въпреки това, след хидролиза на пиро-, поли - и метафосфати също се използват почти всички култури.
Натриев пирофосфат хидролиза:
Na 4 P2O 7 + H2O + 2H + → 2NAH 2 PO 4 + 2NA +
Хидролиза на натриев триполифосфат:
Na 5 P3O 10 + 2H2O + 2H + → 3NAH 2 PO 4 + 2NA +
Хидролиза на йония метафосфат (в кисела среда):
(PO3) 6 6- + 3H2O → H2P3O 10 3- + H2P2O7 2- + Н20 4 -
Ортофосфорна киселина, като три оста, разширява три аниони H 2 po - 4, HPO 4 2-, PO 4 3-. При условията на слабо киселинна реакция на средата е в тях, че растенията се отглеждат, първият йон е най-често срещан и достъпен в по-малка степен втори и почти недостъпен. Въпреки това, лупин, елда, горчица, грах, донон, коноп и други растения са в състояние да абсорбират фосфор от три избрани фосфати.
Някои растения са адаптирани да абсорбират фосфатния йон от фосфородоргайни съединения (монтаж, глицефосфати и др.). Корените на тези растения разпределят специален ензим (фотоапарат), който се решава аниона на фосфорната киселина от органични съединения, а след това растенията абсорбират този анион. Такива растения включват грах, боб, царевица. Освен това, фосфатазната активност се увеличава при фосфорния глад.
Много растения могат да подадат фосфор от много разредени разтвори, до 0.01 mg / l P2O5. Естествено, за да се задоволи нуждите на фосфорните растения могат само при условие за постоянно възобновяване на концентрациите в него най-малко същото ниско ниво.
Експерименталният начин се установява, че фосфорът, погълнат от корените, е предимно върху синтеза на нуклеотиди, и за по-нататъшно развитие в земята част на фосфатите влизат в проводими коренови съдове под формата на минерални връзки.
Оставащо съдържание на фосфор в торове
y \u003d x,% × 30,974 (моларно тегло) × 2 / 30,974 (моларно тегло) × 2 + 15,9999 (моларна маса o) × 5
х. - съдържание Р 2 o 5 в торове,%;
y. - съдържание Р в тор,%
y \u003d x,% × 0,43643
Например:
торовете съдържат 40% фосфорен оксид
за да се преизчисли процентът на елемента, фосфор в тор трябва да се умножи масов дял Оксид в тор върху масовата фракция на елемента в оксид (за Р2О 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 \u003d 17,4572%
Phosphorus е отворен от хамбургски алхимист Henning марка през 1669 г., въпреки че има доказателства, че фосфор е в състояние да получи арабски алхимици през XII век. Подобно на други алхимици, марка се опита да намери еликсира на живота или камъка на философа. При нагряване на смес от бял пясък и изпарената урина, той имаше светлинен в тъмното вещество, наречено първо със студен огън. Вторичното наименование "Фосфор" идва от гръцките думи "FOS" - светлина и "Fero" - носят. Фактът, че фосфорът е просто вещество, доказва лавано.
Намиране в природата, получаване:
Фосфорът е един от най-често срещаните елементи земна кораСъдържанието му е 0.08-0,09% от нейната маса. В свободно състояние не се случва поради висока химическа активност. Образува около 190 минерали, най-важните от които са 5 (PO 4) 3 F, СА 3 Фосфаст (PO 4) 2 и други. Фосфорът се съдържа във всички части на зелените растения, още повече в плодовете и семената. Тя се съдържа в животински тъкани, част от протеини и други основни органични съединения (АТФ) е елемент от живота.
Фосфорът се получава от апатити или фосфорити в резултат на взаимодействие с кокс и пясък при температура от 1500 ° C:
2CA 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SIO 2 \u003d 4P + 10CO + 6CASIO 3
Получените двойки бял фосфор се кондензират в приемника под вода. Вместо фосфорити, други съединения могат да бъдат подложени на възстановяване, например, метафосфортна киселина:
4HPO 3 + 12C \u003d 4P + 2H2 + 12CO
Физични свойства:
Елементарният фосфор при нормални условия е няколко стабилни аутропни модификации; Въпросът за амоструята на фосфор е сложен и напълно не решен. Обикновено разпределят четири модификации просто вещество - Бяло, червено (виж фиг.), Черно и метален фосфор. Понякога те също се наричат \u200b\u200bосновните амвотропни модификации, което предполага, че всички останали са един вид определени четири. При нормални условия има само три аулотропни модификации на фосфор.
Бял фосфор, фосфор в течно и разтворено състояние, както и по двойки до 800 ° С се състои от молекули Р \u200b\u200b4. Когато се нагрява над 800 ° С, молекулата се дисоциира: Р4 \u003d 2Р2. При температури над 2000 ° С молекулите се дезинтегрират чрез атоми.
Червен фосфор Той има формула (Р 4) п и полимер със сложна структура, има нюанси от лилаво-червено до виолетово, разтворимо в разтопени метали (BI, PB).
Черно фосфор - Това е най-стабилната форма, вещество с метален блясък, мазнина до допир и много подобен на графит, неразтворим във вода или органични разтворители, полупроводници.
Химични свойства:
Химичните свойства на фосфор се определят до голяма степен от неговата анотропна модификация. Белият фосфор е много активен, в процеса на преход към червен и черен фосфор, химическата активност е намалена рязко. Бял фосфорът във въздуха свети на тъмно, блясъкът се дължи на окисляването на фосфорната пари до по-ниските оксиди.
При изгаряне на бял фосфор се образува фосфорен анхидрид. Фосфориката взаимодейства с халогени и сива, азотна киселина, с алкали. Тя може да бъде едновременно редуциращ агент и окислител
Основни съединения:
Фосфорен оксид (V), P2O5 или фосфорен анхидрид е бяло кристално вещество. Реалният състав на молекулата на фосфорния оксид (v) съответства на формула Р 4О 10. Фосфорен анхидрид с нетърпение абсорбира водата, докато в зависимост от съотношението на броя на водните молекули и фосфорния оксид (V) Р2О5 се образуват няколко вида фосфорни киселини: мета и ортофосфор, тИФОФФОРУСКакто и голяма група полифосфорни киселини. Силата на полифосфорни киселини се увеличава с увеличаване на броя на фосфорните атоми.
Когато P2O 5 взаимодейства с вода при нормални условия, тя се оказва метафосфор NPO 3 киселина:
P 4O 10 + 2H2O \u003d 4NRO 3
И при отопление на водния разтвор на метафосфорна киселина се образува ортофосфор Киселина H 3 PO 4:
NRO 3 + H2O \u003d H 3 PO4
Фосфорния оксид (III), P2O3 е безцветно, кристално, много отровно вещество с неприятна миризма, TPL 23.8 ° С по аналогия с фосфорния оксид (V), Р4О 6 молекули форми. С водни форми фосфорни киселини.
Ортофосфорна киселина, H 3 PE3 е слаба дибазова киселина, силен редуциращ агент. Неговата функция е само два водородни атома, способни да заменят метала, солите се наричат \u200b\u200bфосфити. Когато го нагрява воден разтвор Разграничава се водородът:
Н 3О 3 + Н20 \u003d Н 3О 4 + Н2
Фосфинова киселина(Констанд. Phosphoric) H 3 PO 2, безцветни кристали, обхващащи въздух и добре разтворими във вода, TPL 26.5 ° C. В индустрията се получава чрез кипящ бял фосфор с водоснабдяване CA (OH) 2 или BA (OH) 2 . Полученият калциев хипофосфит се третира с разтвор на натриев сулфат или сярна киселина, за да се получи натриев хипофосфит или свободна киселина.
Фосфорен трихлорид, PCL 3 - течност с остра неприятна миризма, пушене във въздуха. TKIP 75.3 ° C, TPL -40.5 ° C. В индустрията се получава чрез преминаване на сух хлор през червено фосфорна суспензия в PCL3.
Фосфорен пентахлорид, PCL 5 е светложълт с зеленикаво кристално вещество с неприятна миризма. Кристалите имат йонна структура. Tweed 159 ° C. Изключва се, когато PCL 3 взаимодейства с хлор или S2C12: 3PCL 3 + S2C12 \u003d PCL 5 + 2PSC13.
Водородни съединения: Фосфорен рН 3 (фосфин) безцветен газ с характерна миризма на чесън, обикновено като примес, съдържа следи от по-активен дифосфин (Р2Н 4) и следователно се предлага във въздуха при стайна температура. Получаване: 4P + 3cone + 3H2O \u003d рН 3 + 3kn 2 po 2
В този случай, методът на производството освен газообразния фосфорен водород, е оформен и течен фосфорен водород, водород и кисела калиев хипофосфит по уравнения:
6p + 4cone + 4N 2 O \u003d P2H 4 + 4KN 2 PO 2
2P + 2C 2N 2 O \u003d H2 + 2kN 2 PO 2
Приложение:
В момента, в мачовете, белият фосфор не се използва (въпреки че червеното все още е включено в кутията на мачовете), но фосфорните съединения са от голямо значение при производството на торове, пестициди и полупроводникови съединения.
Бялата фосфорна отровна, смъртна доза за човек е около 0.2 грама.
...
...
Семенова N.V.
HF Tyula, 561 група.