Fosfora oksīda skābju-bāzes īpašības 5. Fosfora skābekļa savienojumi
P 2 O 3 - fosfora (III) oksīds
Normālā temperatūrā - balta vaska masa ar t.p. 23,5 "C. Tas ļoti viegli iztvaiko, tam ir nepatīkama smaka, un tas ir ļoti indīgs. Tas pastāv P 4 O 6 dimēru formā.
Iegūšanas metode
P 2 O 3 veidojas lēnas fosfora oksidēšanās laikā vai tā sadegšanas laikā skābekļa trūkuma gadījumā:
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
Ķīmiskās īpašības
P 2 O 3 - skābes oksīds
Kā skābais oksīds reaģē ar ūdeni, veidojot fosforskābi:
P 2 O 3 + ZN 2 O = 2H 3 PO 3
Bet, kad izšķīst iekšā karsts ūdens notiek ļoti spēcīga P 2 O 3 disproporcijas reakcija:
2P 2 O 3 + 6H 2 O = PH 3 + 3H 3 PO 4
P 2 O 3 mijiedarbība ar sārmiem izraisa fosforskābes sāļu veidošanos:
P 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + H 2 O
R 2 O 3 - ļoti spēcīgs reducētājs
1. Oksidēšana ar gaisa skābekli:
P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5
2. Oksidēšana ar halogēniem:
P 2 O 3 + 2Cl 2 + 5H 2 O = 4HCl + 2H 3 PO 4
P 2 O 5 — fosfora oksīds (V)
Parastā temperatūrā tā ir balta, sniegam līdzīga masa, bez smaržas un pastāv P 4 O 10 dimēru formā. Saskaroties ar gaisu, tas izšķīst sīrupveida šķidrumā (HPO 3). R 2 O 5 ir visefektīvākais žāvēšanas līdzeklis un ūdens atdalīšanas līdzeklis. Izmanto negaistošu vielu un gāzu žāvēšanai.
Iegūšanas metode
Fosfora anhidrīds veidojas, sadedzinot fosforu liekā gaisā:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
Ķīmiskās īpašības
P 2 O 5 - tipisks skābes oksīds
Kā skābais oksīds P 2 O 5 mijiedarbojas:
a) ar ūdeni, veidojot dažādas skābes
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 metafosforisks
P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 pirofosforskābe (difosforskābe)
P 2 O 5 + ZH 2 O = 2H 3 PO 4 ortofosfors
b) ar bāziskiem oksīdiem, veidojot fosfātus P 2 O 5 + ZBaO = Ba 3 (PO 4) 2
P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ZN 2 O
P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O
P 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaH 2 PO 4 + H 2 O
R 2 O 5 - ūdeni attīrošs līdzeklis
Fosfora anhidrīds no citām vielām atdala ne tikai higroskopisko mitrumu, bet arī ķīmiski saistīto ūdeni. Tas pat spēj dehidrēt oksoskābes:
P 2 O 5 + 2 HNO 3 = 2 HPO 3 + N 2 O 5
P 2 O 5 + 2HClO 4 = 2HPO 3 + Cl 2 O 7
To izmanto skābes anhidrīdu pagatavošanai.
Fosforskābes
Fosfors veido tikai 2 stabilus oksdus, bet liels skaitlis skābes, kurās tas atrodams oksidācijas pakāpēs +5, +4, +3, +1. Vispazīstamāko skābju struktūru izsaka ar šādām formulām
Kā redzams no šīm formulām, fosfors visos gadījumos veido piecas kovalentās saites, t.i. ir valence, kas vienāda ar V. Tajā pašā laikā atšķiras fosfora oksidācijas pakāpes un skābju bāziskums.
Lieliskākais praktiska nozīme satur ortofosforskābes (fosforskābes) un ortofosforskābes (fosforskābes).
H 3 PO 4 - fosforskābe
Svarīga fosforskābes īpašība ir tās molekulu struktūras dēļ. Viens no 3 ūdeņraža atomiem ir tieši saistīts ar fosfora atomu, un tāpēc to nevar aizstāt ar metāla atomiem, kā rezultātā šī skābe ir divbāziska. Fosforskābes formula ir uzrakstīta, ņemot vērā šo faktu: H 2 [HPO 3 ]
Tā ir vāja skābe.
Iegūšanas metodes
1. P 2 O 3 šķīdināšana ūdenī (skatīt iepriekš).
2. Fosfora (III) halogenīdu hidrolīze: PCl 3 + ZH 2 O = H 2 [HPO 3 ] + 3HCl
3. Baltā fosfora oksidēšana ar hloru: 2P + 3Cl 2 + 6H 2 O = 2H 2 [HPO 3 ] + 6HCl
Fizikālās īpašības
Parastā temperatūrā H 3 PO 3 ir bezkrāsaini kristāli ar ku.p. 74°C, labi šķīst ūdenī.
Ķīmiskās īpašības
Skābes funkcijas
Fosforskābei piemīt visas skābju klasei raksturīgās īpašības: tā mijiedarbojas ar metāliem, izdalot H 2; ar metālu oksīdiem un sārmiem. Šajā gadījumā veidojas viena un divu aizvietotāju fosfīti, piemēram:
H2 [HPO3] + NaOH = NaH + H2O
H2 [HPO3] + 2NaOH = Na2 + 2H2O
Atjaunojošas īpašības
Skābe un tās sāļi ir ļoti spēcīgi reducētāji; tie nonāk redoksreakcijās gan ar spēcīgiem oksidētājiem (halogēni, H 2 SO 4 koncentr., K 2 Cr 2 O 2), gan ar diezgan vājiem (piemēram, tie reducē Au, Ag, Pt, Pd no savu sāļu šķīdumiem ) . Fosforskābe tiek pārveidota par fosforskābi.
Reakciju piemēri:
H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2Ag↓ + 2HNO 3
H 3 PO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2 HCl
Sildot ūdenī, H 3 PO 3 oksidējas līdz H 3 PO 4, izdalot ūdeņradi:
H 3 PO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + H 2
Atjaunojošas īpašības
Disproporcijas reakcija
Karsējot bezūdens skābi, notiek disproporcija: 4H 3 PO 3 = 3H 3 PO 4 + PH 3
Fosfīti - fosforskābes sāļi
Divbāziskā fosforskābe veido divu veidu sāļus:
a) monoaizvietoti fosfīti (skābi sāļi), kuru molekulās metālu atomi ir saistīti ar H2PO3 anjoniem.
Piemēri: NaH 2 PO 3, Ca(H 2 PO 3)
b) diaizvietoti fosfīti (vidēji sāļi), kuru molekulās metālu atomi ir saistīti ar 2-1 HPO 3 anjoniem.
Piemēri: Na 2 HPO 3, CaHPO 3.
Lielākā daļa fosfītu slikti šķīst ūdenī, labi šķīst tikai fosfīti sārmu metāli un kalciju.
H 3 PO 4 - ortofosforskābe
Vidēja stipruma 3-bāziska skābe. Disociācija notiek galvenokārt pirmajā posmā:
H 3 PO 4 → H + + H 2 PO 4 -
2. un 3. stadijā disociācija notiek nenozīmīgā mērā:
H 2 PO 4 - → H + + HPO 4 2-
HPO 4 2- → N + + PO 4 3-
Fizikālās īpašības
Parastā temperatūrā bezūdens H 3 PO 4 ir caurspīdīga kristāliska viela, ļoti higroskopiska un kausējama (p. 42 ° C, sajaucas ar ūdeni jebkurā proporcijā).
Iegūšanas metodes
H 3 PO 4 rūpnieciskās ražošanas izejmateriāls ir dabiskais fosfāts Ca 3 (PO 4) 2:
I. Trīspakāpju sintēze:
Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 2 O 5 → H 3 PO 4
II. Fosforīta sadalīšanās apmaiņa ar sērskābi
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓
Ar šo metodi iegūtā skābe ir piesārņota ar kalcija sulfātu.
III. Fosfora oksidēšana ar slāpekļskābi (laboratorijas metode):
ZR + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZH 3 PO 4 + 5NO
Ķīmiskās īpašības
H 3 PO 4 atklāj visu vispārīgas īpašības skābes - mijiedarbojas ar aktīvie metāli, ar bāziskiem oksīdiem un bāzēm, veido amonija sāļus.
Skābes funkcijas
Reakciju piemēri:
2H 3 PO 4 + 6 Na = 2 Na 3 PO 4 + 3 H2 t
2H 3 PO 4 + ZCaO = Ca 3 (PO 4) 2 + ZH 2 O
c) ar sārmiem, veidojot vidējos un skābos sāļus
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + ZH 2 O
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O
H 3 PO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4
H3PO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4
Atšķirībā no slāpekļskābē esošā NO 3 - anjona, PO 4 3 - anjonam nav oksidējošas iedarbības.
Kvalitatīva reakcija uz anjonu PO 4 3-
Reaģents PO 4 3- anjonu (kā arī HPO 4 2-, H 2 PO 4 -) noteikšanai ir AgNO 3 šķīdums, kuram pievienojot veidojas nešķīstošs dzeltenais sudraba fosfāts:
ZAg + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Esteru veidošanās
Nukleozīdu un fosforskābes esteri ir dabisko biopolimēru - nukleīnskābju strukturālie fragmenti.
Fosfātu grupas ir atrodamas arī fermentos un vitamīnos.
Fosfāti. Fosfora mēslošanas līdzekļi.
H 3 PO 4 kā 3-bāziska skābe veido 3 veidu sāļus, kuriem ir liela praktiska nozīme.
Ūdens šķīdumos šķīstošie fosforskābes sāļi tiek hidrolizēti.
Kalcija un amonija fosfātus un ūdeņraža fosfātus izmanto kā fosfātu mēslojumu.
1. Fosforīta milti - smalki samalts dabīgais kalcija fosfāts Ca 3 (PO 4) 2
2. Vienkāršs superfosfāts — Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4
3. Dubultais superfosfāts — Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
4. Nogulsnes - Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O
5. Ammofoss - NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4;
2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4
6. Ammophoska - Ammophos + KNO 3
Fosfors- 3. perioda un VA grupas elements Periodiskā tabula, kārtas numurs 15. Atoma elektroniskā formula [ 10 Ne]3s 2 3p 3, stabils oksidācijas stāvoklis savienojumos +V.
Fosfora oksidācijas pakāpes skala:
Fosfora (2.32) elektronegativitāte ir ievērojami zemāka nekā tipiskiem nemetāliem un nedaudz augstāka nekā ūdeņradim. Veido dažādas skābekli saturošas skābes, sāļus un bināros savienojumus, uzrāda nemetāliskas (skābes) īpašības. Lielākā daļa fosfātu nešķīst ūdenī.
Dabā - trīspadsmitais pēc ķīmiskā daudzuma elementa (sestā vieta starp nemetāliem), sastopama tikai ķīmiski iesieta forma. Būtisks elements.
Fosfora trūkumu augsnē kompensē fosfora mēslošanas līdzekļu - galvenokārt superfosfātu - ieviešana.
Fosfora allotropās modifikācijas
Sarkanais un baltais fosfors P. Brīvā formā ir zināmas vairākas alotropās fosfora formas, no kurām galvenās ir baltais fosfors R 4 un sarkanais fosfors Pn. Reakciju vienādojumos allotropās formas ir attēlotas kā P (sarkans) un P (balts).
Sarkanais fosfors sastāv no dažāda garuma Pn polimēru molekulām. Amorfs, ar telpas temperatūra lēnām pārvēršas baltajā fosforā. Sildot līdz 416 °C, tas sublimējas (tvaikiem atdziestot, kondensējas baltais fosfors). Nešķīst organiskajos šķīdinātājos. Ķīmiskā aktivitāte ir zemāka nekā baltajam fosforam. Gaisā tas aizdegas tikai sildot.
To izmanto kā reaģentu (drošāku par balto fosforu) neorganiskajā sintēzē, pildvielu kvēlspuldzēm un kastes smērvielas sastāvdaļu sērkociņu ražošanā. Nav indīgs.
Baltais fosfors sastāv no P4 molekulām. Mīksts kā vasks (griezts ar nazi). Kūst un vārās nesadaloties (kušanas temperatūra 44,14 °C, vārīšanās temperatūra 287,3 °C, p 1,82 g/cm3). Oksidējas gaisā (zaļš mirdzums tumsā ar lielu masu, iespējama pašaizdegšanās). IN īpaši nosacījumi pārvēršas sarkanajā fosforā. Labi šķīst benzolā, ēteros, oglekļa disulfīdā. Nereaģē ar ūdeni, glabājas zem ūdens slāņa. Īpaši ķīmiski aktīvs. Uzrāda redox īpašības. Atjauno cēlmetālus no to sāļu šķīdumiem.
To izmanto H 3 P0 4 un sarkanā fosfora ražošanā, kā reaģentu organiskajā sintēzē, sakausējumu deoksidētāju un aizdedzinošu līdzekli. Degošais fosfors jādzēš ar smiltīm (bet ne ūdeni!). Ārkārtīgi indīgs.
Fosfora svarīgāko reakciju vienādojumi: 
Fosfora ražošana rūpniecībā
- fosforīta reducēšana ar karstu koksu (kalcija saistīšanai tiek pievienotas smiltis):
Ca 3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Fosfora tvaikus atdzesē un iegūst cietu balto fosforu.
Sarkano fosforu pagatavo no baltā fosfora (skat. iepriekš, atkarībā no apstākļiem polimerizācijas pakāpe n (P n) var būt dažāda).
Fosfora savienojumi
Fosfīns PH 3. Binārs savienojums, fosfora oksidācijas pakāpe ir III. Bezkrāsaina gāze ar nepatīkamu smaku. Molekulai ir nepilnīga tetraedra struktūra [: P(H) 3 ] (sp 3 hibridizācija). Viegli šķīst ūdenī, ar to nereaģē (atšķirībā no NH 3). Spēcīgs reducētājs, deg gaisā, oksidējas līdz HNO 3 (konc.). Pievieno HI. Izmanto fosfora sintēzei organiskie savienojumi. Ļoti indīgs.
Fosfīna svarīgāko reakciju vienādojumi:
Fosfīna iegūšana iekšā laboratorijas:
Casp2 + 6HCl (dil.) = 3CaCl + 2 RNZ
Fosfora (V) oksīds P 2 O 5. Skābs oksīds. Balts, termiski stabils. Cietā un gāzveida stāvokļi dimērs P 4 O 10 ar četru tetraedru struktūru, kas savienotas pa trim virsotnēm (P - O-P). Pie ļoti augsta temperatūra monomerizējas līdz P 2 O 5 . Ir arī stiklveida polimērs (P 2 0 5) n Tas ir ārkārtīgi higroskopisks, enerģiski reaģē ar ūdeni un sārmiem. Atjaunots ar balto fosforu. Noņem ūdeni no skābekli saturošām skābēm.
To izmanto kā ļoti efektīvu dehidratācijas līdzekli cietvielu, šķidrumu un gāzu maisījumu žāvēšanai, reaģentu fosfāta stiklu ražošanā un katalizatoru alkēnu polimerizācijai. indīgs.
Fosfora oksīda +5 svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts: fosfora sadegšana pārmērīgā sausā gaisā.
Ortofosforskābe H3P04. Oksoskābe. Balta viela, higroskopiska, P 2 O 5 mijiedarbības ar ūdeni gala produkts. Molekulai ir izkropļota tetraedra [P(O)(OH) 3 ] struktūra (sp 3 -hibrididijs), tajā ir kovalentās σ-saites P - OH un σ, π-saite P=O. Kūst nesadaloties un sadalās tālāk karsējot. Tas labi šķīst ūdenī (548 g/100 g H20). Vāja skābešķīdumā, neitralizēts ar sārmiem, nevis pilnībā ar amonjaka hidrātu. Reaģē ar tipiskiem metāliem. Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīva reakcija ir dzeltenu sudraba (I) ortofosfāta nogulšņu nogulsnēšanās. To izmanto minerālmēslu ražošanā, saharozes dzidrināšanai, kā organiskās sintēzes katalizatoru un kā čuguna un tērauda pretkorozijas pārklājumu sastāvdaļu.
Ortofosforskābes svarīgāko reakciju vienādojumi:
Fosforskābes ražošana rūpniecībā:
verdošs fosfātu iezis sērskābē:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (konc.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Nātrija ortofosfāts Na 3 PO 4. Oksosols. Balts, higroskopisks. Kūst bez sadalīšanās, termiski stabils. Tas labi šķīst ūdenī, hidrolizējas pie anjona un šķīdumā rada ļoti sārmainu vidi. Šķīdumā reaģē ar cinku un alumīniju.
Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīva reakcija uz PO 4 3- jonu
— veidojas dzeltenas sudraba(I) ortofosfāta nogulsnes.
Izmanto, lai novērstu “pastāvīgo” cietību saldūdens, kā mazgāšanas līdzekļu un foto izstrādātāju sastāvdaļa, reaģents gumijas sintēzē. Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts: pilnīga H 3 P0 4 neitralizācija ar nātrija hidroksīdu vai atbilstoši reakcijai:
Nātrija hidrogēnfosfāts Na 2 HPO 4. Skābais okso sāls. Balts, mēreni karsējot sadalās, neizkūst. Tas labi šķīst ūdenī un hidrolizējas pie anjona. Reaģē ar H 3 P0 4 (konc.), neitralizēts ar sārmiem. Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīva reakcija uz HPO 4 2- jonu— veidojas dzeltenas sudraba (I) ortofosfāta nogulsnes.
To izmanto kā emulgatoru govs piena kondensēšanai, pārtikas pasterizatoru un fotobalinātāju sastāvdaļu.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts: nepilnīga H 3 P0 4 neitralizācija ar nātrija hidroksīdu atšķaidītā šķīdumā:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Nātrija dihidrogēnortofosfāts NaH 2 PO 4. Skābais okso sāls. Balts, higroskopisks. Mēreni karsējot, tas sadalās bez kušanas. Tas labi šķīst ūdenī, H 2 P0 4 anjonam notiek atgriezeniska disociācija. Neitralizēts ar sārmiem. Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīva reakcija uz H 2 P0 4 jonu - veidojas dzeltenas sudraba ortofosfāta nogulsnes (1).
To izmanto stikla ražošanā, lai aizsargātu tēraudu un čugunu no korozijas, kā arī kā ūdens mīkstinātāju.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts: nepilnīga H 3 PO 4 neitralizācija ar nātrija hidroksīdu:
H3PO4 (konc.) + NaOH (atšķ.) = NaH2PO4+H2O
Kalcija ortofosfāts Ca 3(PO 4)2— Oksosols. Balts, ugunsizturīgs, termiski stabils. Nešķīst ūdenī. Sadalās koncentrētas skābes. Atjaunots ar koksu saplūšanas laikā. Fosforīta rūdu galvenā sastāvdaļa (apatīts utt.).
To izmanto fosfora iegūšanai fosfora mēslošanas līdzekļu (superfosfātu) ražošanā, keramikas un stikla izgulsnēto pulveri izmanto kā zobu pastu sastāvdaļu un polimēru stabilizatoru.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Fosfora mēslošanas līdzekļi
Ca(H 2 P0 4) 2 un CaS0 4 maisījumu sauc vienkāršs superfosfāts, Ca(H 2 P0 4) 2 ar CaНР0 4 piejaukumu - dubultais superfosfāts, tos viegli uzsūc augi barojot.
Visvērtīgākie mēslošanas līdzekļi ir ammofoss(satur slāpekli un fosforu), ir amonija maisījums skābie sāļi NH4H2PO4 un (NH4)2HPO4.
Fosfora (V) hlorīds PCI5. Binārais savienojums. Balts, gaistošs, termiski nestabils. Molekulai ir trigonālas bipiramīdas struktūra (sp 3 d-hibridizācija). Cietā stāvoklī dimērs P 2 Cl 10 ar jonu struktūru PCl 4 + [PCl 6 ] - . “Dūmojiet” mitrā gaisā. Ļoti reaģējošs, pilnībā hidrolizē ūdens, reaģē ar sārmiem. Atjaunots ar balto fosforu. To izmanto kā hlora līdzekli organiskajā sintēzē. indīgs.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
Kvīts: fosfora hlorēšana.
Fosfora (V) oksīds
Fosfors veido vairākus oksīdus. No tiem svarīgākais ir fosfora oksīds (V) P 4 O 10 (4. att.). Bieži vien tā formula ir uzrakstīta vienkāršotā formā - P 2 O 5. Šī oksīda struktūra saglabā fosfora atomu tetraedrisku izvietojumu.
P2+5O5 Fosfora anhidrīds (fosfora (V) oksīds)
Balti kristāli, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 vāra. = 600 0 C, = 2,7 g/cm3. Ir vairākas modifikācijas. Tvaikos tas sastāv no P 4 H 10 molekulām, tas ir ļoti higroskopisks (izmanto kā gāzu un šķidrumu desikantu).
Kvīts
4P + 5O 2 2P 2 O 5
Ķīmiskās īpašības
Visas skābo oksīdu ķīmiskās īpašības: reaģē ar ūdeni, bāzes oksīdiem un sārmiem
1) P 2 O 5 +H 2 O2HPO 3 (metafosforskābe)
P 2 O 5 + 2H 2 Ak, H 4 P 2 O 7 (pirofosforskābe)
P 2 O 5 + 3H 2 O2H 3 P.O. 4 (ortofosforskābe)
2) P 2 O 5 + 3BaOBa 3 (P.O. 4 ) 2
Atkarībā no sārmu pārpalikuma tas veido vidējus un skābus sāļus:
nātrija hidrogēnfosfāts
nātrija dihidrogēnfosfāts
Pateicoties tā izcilajai higroskopitātei, fosfora (V) oksīds tiek izmantots laboratorijas un rūpnieciskajās tehnoloģijās kā žāvēšanas un dehidratācijas līdzeklis. Savā žūšanas efektā tas pārspēj visas citas vielas. Ķīmiski saistītu ūdeni atdala no bezūdens perhlorskābes, veidojot tās anhidrīdu:
Ortofosforskābe. Ir zināmas vairākas fosforu saturošas skābes. Svarīgākā no tām ir ortofosforskābe H 3 PO 4 (5. att.).
Bezūdens ortofosforskābe ir viegli caurspīdīgi kristāli, kas istabas temperatūrā izkliedējas gaisā. Kušanas temperatūra 42,35 0 C. Fosforskābe ar ūdeni veido jebkuras koncentrācijas šķīdumus.
Ortofosforskābe atbilst šādai strukturālajai formulai:
Laboratorijā fosforskābe gūt fosfora oksidēšana ar 30% slāpekļskābi:
Rūpniecībā ortofosforskābi ražo divos veidos: ekstrahē un termiski.
1. Ekstrakcijas metodes pamatā ir sasmalcinātu dabisko fosfātu apstrāde ar sērskābi:
Pēc tam fosforskābi filtrē un koncentrē, iztvaicējot.
2. Termiskā metode sastāv no dabisko fosfātu reducēšanas līdz brīvam fosforam, kam seko tā sadedzināšana līdz P4O10 un pēdējā izšķīdināšana ūdenī. Ražots saskaņā ar šī metode ortofosforskābei raksturīga augstāka tīrība un paaugstināta koncentrācija (līdz 80% no svara).
Fizikālās īpašības. Ortofosforskābe ir cieta, bezkrāsaina, kristāliska viela, labi šķīst ūdenī.
Ķīmiskās īpašības ortofosforskābe ir parādīta 2. tabulā:
2. tabula
Ortofosforskābes ķīmiskās īpašības
|
Kopīgi ar citām skābēm |
Konkrēts |
|
1. Skābes ūdens šķīdums maina indikatoru krāsu. Disociācija notiek posmos: Vienkāršākais veids, kā atdalīties, ir pirmais. soļi un visgrūtākais ir trešais
nātrija hidrogēnfosfāts nātrija dihidrogēnfosfāts 5. Reaģē ar vāju skābju sāļiem: |
 1. Karsējot tas pamazām pārvēršas par metafosforskābi: bifosfors skābe 2. Iedarbojoties ar sudraba (I) nitrāta šķīdumu, parādās dzeltenas nogulsnes: dzeltens nogulsnes  3. Ortofosforskābei ir liela nozīme dzīvnieku un augu dzīvē. Tās atliekas ir daļa no adenozīna trifosforskābes ATP. Kad ATP sadalās, tiek atbrīvots liels enerģijas daudzums. |
Ortofosfāti. Fosforskābe veido trīs sāļu sērijas. Ja mēs apzīmējam metāla atomus ar burtiem Me, mēs varam tos attēlot vispārējs skats tā sāļu sastāvs (3. tabula).
3. tabula
Metālus saturošu ortofosfātu ķīmiskās formulas
Vienvērtīga metāla vietā ortofosfāta molekulu sastāvā var būt amonija grupa: (NH 4) 3 PO 4 - amonija ortofosfāts;
(NH 4) 2 HPO 4 --amonija hidrogēnortofosfāts; NH 4 H 2 PO 4 - amonija dihidrogēnortofosfāts.
Kalcija un amonija ortofosfātus un hidroortofosfātus plaši izmanto kā mēslojumu, un nātrija ortofosfātu un nātrija hidrogenortofosfātu izmanto kalcija sāļu izgulsnēšanai no ūdens.
Fosfora oksīds ir bezkrāsaina amorfa vai stiklveida viela, kas pastāv trīs kristāliskā, divās amorfās un divās šķidrās formās.
Toksiska viela. Izraisa ādas apdegumus un gļotādas kairinājumu.
Fosfora pentoksīds ir ļoti higroskopisks. Reaģē ar spirtiem, ēteriem, fenoliem, skābēm un citām vielām. Reakcijas laikā ar organiskās vielas Saites starp fosforu un skābekli tiek pārtrauktas, un veidojas fosfororganiskie savienojumi. Ienāk ķīmiskās reakcijas ar amonjaku (NH 3) un ūdeņraža halogenīdiem, veidojot amonija fosfātus un fosfora oksihalogenīdus. Ar bāziskiem oksīdiem veido fosfātus.
Molekulas trīsdimensiju modelis
Fosfora pentoksīda saturs augsnē un mēslošanas līdzekļos
Faktiski augsnē ir tikai ortofosforskābes H 3 PO 4 sāļi, bet kompleksie mēslošanas līdzekļi var saturēt arī meta-, piro- un polifosforskābes sāļus.
Ortofosforskābes veidošanās pamats ir fosfora pentoksīds. Tāpēc, kā arī tāpēc, ka augi neuzsūc elementāro fosforu, ir panākta vienošanās norādīt fosfora koncentrāciju ar fosfora pentoksīda saturu.
P2O5+3H 2O→ 2 H 3PO 4
Visi augsnē atrodamie ortofosforskābes un vienvērtīgo katjonu (NH 4 +, Na +, K +) sāļi un divvērtīgo katjonu monoaizvietotie sāļi (Ca(H 2 PO 4) 2 un Mg(H 2 PO 4) 2 ir šķīstoši. ūdenī.
Divvērtīgo katjonu aizvietotie sāļi nešķīst ūdenī, bet viegli šķīst sakņu sekrēta vājās skābēs un mikroorganismu organiskajās skābēs. Šajā sakarā tie ir arī labs P 2 O 5 avots augiem.
Fosfora pentoksīda uzņemšana augos
Kā minēts iepriekš, dabā galvenais fosfora avots ir ortofosforskābes H 3 PO 4 sāļi. Tomēr pēc hidrolīzes piro-, poli- un metafosfātus izmanto arī gandrīz visas kultūras.
Nātrija pirofosfāta hidrolīze:
Na4P2O7 + H2O + 2H+ → 2NaH2PO4 +2Na+
Nātrija tripolifosfāta hidrolīze:
Na5P3O10+2H2O+2H+ → 3NaH2PO4+2Na+
Metafosfāta jonu hidrolīze (skābā vidē):
(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 -
Ortofosforskābe, būdama trīsbāziska, atdala trīs H 2 PO anjonus - 4, HPO 4 2-, PO 4 3-. Viegli skābos vides apstākļos, kur audzē augus, pirmais jons ir visizplatītākais un pieejamākais, otrais mazākā mērā, bet trešais praktiski nepieejams. Toties lupīna, griķi, sinepes, zirņi, saldais āboliņš, kaņepes un citi augi spēj uzņemt fosforu no tribāziskiem fosfātiem.
Daži augi ir pielāgojušies absorbēt fosfātu jonu no fosfororganiskajiem savienojumiem (fitīns, glicefosfāti utt.). Šo augu saknes izdala īpašu enzīmu (fotoftāzi), kas atdala fosforskābes anjonu no organiskajiem savienojumiem, un tad augi uzņem šo anjonu. Pie šāda veida augiem pieder zirņi, pupiņas un kukurūza. Turklāt fosfatāzes aktivitāte palielinās fosfora bada apstākļos.
Daudzi augi var barot ar fosforu no ļoti atšķaidītiem šķīdumiem, līdz 0,01 mg/l P 2 O 5. Protams, augi var apmierināt vajadzību pēc fosfora tikai tad, ja koncentrācija tajā pastāvīgi tiek atjaunota vismaz vienādi. zems līmenis.
Eksperimentāli noskaidrots, ka sakņu absorbētais fosfors galvenokārt tiek izmantots nukleotīdu sintēzei, un tālākai virzībai uz virszemes daļu fosfāti atkal nonāk saknes vadošajos traukos minerālu savienojumu veidā.
Fosfora satura pārrēķins mēslošanas līdzekļos
y = x.% × 30,974 ( molārā masa) × 2 / 30,974 (molmasa) × 2 + 15,999 (O molmasa) × 5
X- P 2 O 5 saturs mēslošanas līdzeklī, %;
y- P saturs mēslošanas līdzeklī, %
y = x, % × 0,43643
Piemēram:
mēslojums satur 40% fosfora oksīda
lai pārrēķinātu elementa fosfora procentuālo daudzumu mēslošanas līdzeklī, jāreizina masas daļa oksīds mēslošanas līdzeklī uz elementa masas daļu oksīdā (P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572%
Fosforu 1669. gadā atklāja Hamburgas alķīmiķis Henings Brands, lai gan ir pierādījumi, ka arābu alķīmiķi varēja iegūt fosforu 12. gadsimtā. Tāpat kā citi alķīmiķi, Brends mēģināja atrast dzīvības eliksīru jeb filozofu akmeni. Karsējot balto smilšu un iztvaicētā urīna maisījumu, viņš ieguva vielu, kas kvēloja tumsā un kuru vispirms sauca par "auksto uguni". Sekundārais nosaukums "fosfors" cēlies no grieķu vārdiem "phos" - gaisma un "fero" - es nēsāju. Lavuazjē pierādīja, ka fosfors ir vienkārša viela.
Atrodoties dabā, saņemot:
Fosfors ir viens no visizplatītākajiem elementiem zemes garoza, tā saturs ir 0,08–0,09% no tā masas. Tas nav atrodams brīvā stāvoklī augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ. Tas veido aptuveni 190 minerālus, no kuriem svarīgākie ir apatīts Ca 5 (PO 4) 3 F, fosforīts Ca 3 (PO 4) 2 un citi. Fosfors ir atrodams visās zaļo augu daļās, vēl vairāk augļos un sēklās. Satur dzīvnieku audos, tas ir daļa no olbaltumvielām un citiem būtiskiem organiskiem savienojumiem (ATP) un ir dzīvības elements.
Fosforu iegūst no apatītiem vai fosforītiem mijiedarbības rezultātā ar koksu un smiltīm 1500°C temperatūrā:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Iegūtie baltā fosfora tvaiki tiek kondensēti uztvērējā zem ūdens. Fosforītu vietā var reducēt citus savienojumus, piemēram, metafosforskābi:
4HPO3 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO
Fizikālās īpašības:
Elementārais fosfors parastos apstākļos pārstāv vairākas stabilas allotropās modifikācijas; Fosfora allotropijas jautājums ir sarežģīts un nav pilnībā atrisināts. Parasti ir četras modifikācijas vienkārša viela- balts, sarkans (skatīt attēlu), melns un metāla fosfors. Dažreiz tās sauc arī par galvenajām allotropajām modifikācijām, kas nozīmē, ka visas pārējās ir šo četru dažādība. Normālos apstākļos ir tikai trīs fosfora allotropās modifikācijas.
Baltais fosfors, fosfors šķidrā un izšķīdinātā stāvoklī, kā arī tvaikos līdz 800°C sastāv no P 4 molekulām. Karsējot virs 800 °C, molekulas disociējas: P 4 = 2P 2. Temperatūrā virs 2000°C molekulas sadalās atomos.
Sarkanais fosfors ir formula (P 4) n un ir polimērs ar sarežģītu struktūru, tam ir nokrāsas no purpursarkanas līdz violetai, šķīst kausētajos metālos (Bi, Pb).
Melnais fosfors- šī ir visstabilākā forma, viela ar metālisku spīdumu, taukaina uz tausti un ļoti līdzīga grafītam, nešķīst ūdenī vai organiskos šķīdinātājos, pusvadītājs.
Ķīmiskās īpašības:
Fosfora ķīmiskās īpašības lielā mērā nosaka tā alotropiskā modifikācija. Baltais fosfors ir ļoti aktīvs, pārejot uz sarkano un melno fosforu, ķīmiskā aktivitāte strauji samazinās. Baltais fosfors mirdz tumsā gaisā.
Baltajam fosforam sadedzinot, veidojas fosfora anhidrīds. Fosfors mijiedarbojas ar halogēniem un sēru, slāpekļskābi un sārmiem. Var būt gan reducētājs, gan oksidētājs
Svarīgākie savienojumi:
Fosfora (V) oksīds, P 2 O 5 jeb fosforskābes anhidrīds ir balta kristāliska viela. Fosfora (V) oksīda molekulas faktiskais sastāvs atbilst formulai P 4 O 10. Fosforskābes anhidrīds alkatīgi uzsūc ūdeni, un atkarībā no ūdens molekulu skaita un fosfora oksīda (V) P 2 O 5 attiecības veidojas vairāku veidu fosforskābes: meta- un ortofosforskābe, difosfors, un liela grupa polifosforskābes. Polifosforskābju stiprums palielinās līdz ar fosfora atomu skaitu.
Kad P 2 O 5 mijiedarbojas ar ūdeni normālos apstākļos, izrādās metafosforisks skābe HPO 3:
P4O10 + 2H2O = 4HPO3
un, sildot metafosforskābes ūdens šķīdumu, veidojas ortofosfors skābe H 3 PO 4:
HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4
Fosfora (III) oksīds, P 2 O 3 - bezkrāsaina, kristāliska, ļoti toksiska viela ar nepatīkamu smaku, kušanas temperatūra 23,8 ° C. Pēc analoģijas ar fosfora oksīdu (V) tā veido P 4 O 6 molekulas. Ar ūdeni veido fosforskābes.
Fosforskābe, H 3 PO 3 ir vāja divvērtīgā skābe, spēcīgs reducētājs. Tā īpatnība ir tāda, ka tikai divus ūdeņraža atomus var aizstāt ar metālu, sāļus sauc par fosfītiem. Sildot to iekšā ūdens šķīdumsūdeņradis izdalās:
H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2
Fosfīnskābe) 2 . Iegūto kalcija hipofosfītu apstrādā ar nātrija sulfātu vai sērskābes šķīdumu, lai iegūtu nātrija hipofosfītu vai brīvu skābi.
Fosfora trihlorīds, PCl 3 ir šķidrums ar asu nepatīkamu smaku, kas izgaro gaisā. Kuģ. 75,3°C, mp -40,5°C. Rūpniecībā to iegūst, izlaižot sauso hloru caur sarkanā fosfora suspensiju PCl 3.
Fosfora pentahlorīds, PCl 5 ir gaiši dzeltena ar zaļganu nokrāsu kristāliska viela ar nepatīkamu smaku. Kristāliem ir jonu struktūra. Tvozg 159° C. To iegūst, reaģējot PCl 3 ar hloru vai S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3.
Ūdeņraža savienojumi: ūdeņraža fosfīds PH 3 (fosfīns) ir bezkrāsaina gāze ar ķiplokam raksturīgu smaržu, kas parasti satur aktīvāka difosfīna (P 2 H 4) pēdas kā piemaisījumu un tāpēc istabas temperatūrā spontāni aizdegas. Sagatavošana: 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
Izmantojot šo ražošanas metodi, papildus gāzveida ūdeņraža fosfīdam saskaņā ar vienādojumiem veidojas arī šķidrais ūdeņraža fosfīds, gāzveida ūdeņradis un skābais kālija hipofosfīts:
6P+4KOH + 4H2O = P2H4 + 4KN2PO 2
2P + 2KON + 2H 2O = H 2 + 2KN 2 PO 2
Pielietojums:
Patlaban sērkociņiem balto fosforu neizmanto (lai gan sarkano joprojām iekļauj sērkociņu kastīšu pārklājumā), bet fosfora savienojumiem ir liela nozīme mēslošanas līdzekļu, pesticīdu un pusvadītāju savienojumu ražošanā.
Baltais fosfors ir indīgs, nāvējošā deva cilvēkiem ir aptuveni 0,2 grami.
...
...
Semenova N.V.
HF Tjumeņas Valsts universitāte, 561 grupa.