Определение и формула оксида фосфора 5

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид) в обычных условиях представляет собой белые, очень гигроскопичные (сильнейший дегидратирующий агент) кристаллы (рис. 1)

Также существует в аморфном (в виде хлопьев) и стеклообразном состоянии. При нагревании кристаллический оксид фосфора (V) возгоняется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкоподвижную жидкость.

Рис. 1. Оксид фосфора (V). Внешний вид.

При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаждении жидкости образуется стеклообразный продукт. Температура плавления 422 o C, кипения 591 o C.

Проявляет кислотные свойства, энергично реагирует с водой и щелочами.

Химическая формула оксида фосфора 5

Химическая формула оксида фосфора (V) P 2 O 5 . Она показывает, что в состав данной молекулы входят два атома фосфора (Ar = 31 а.е.м.) и пять атомов кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу оксида фосфора (V):

Mr(P 2 O 5) = 2×Ar(P) + 5×Ar(O);

Mr(P 2 O 5) = 2×31 + 5×16 = 62 + 80 = 142

Графическая (структурная) формула оксида фосфора 5

Структурная (графическая) формула оксида фосфора (V) является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 2). Оксид фосфора (V) может димеризоваться (соответствует химической формуле P 4 O 10) и существование его в такой форме наиболее предпочтительно.

Рис. 2. Графическая формула оксида фосфора (V).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Составьте формулу соединения натрия, фосфора и кислорода, если массовые доли элементов в нём: ω(Na) = 34,6%, ω(P) = 23,3%, ω(O) = 42,1%.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100% Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (натрий), «у» (фосфор), «z» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 34,6/23: 23,3/31: 42,1/16; x:y:z= 1,5: 0,75: 2,63 = 2: 1: 3 Значит формула соединения натрия, фосфора и кислорода будет иметь вид Na 2 PO 3 .
Ответ	Na 2 PO 3

ПРИМЕР 2

Задание	Какова молекулярная формула спирта, если массовые отношения m(C):m(H):m(O) = 3:1:4 и относительная молекулярная масса Mr = 32?
Решение	Для того, чтобы узнать, в каких отношениях находятся химические элементы в составе молекулы необходимо найти их количество вещества. Известно, что для нахождения количества вещества следует использовать формулу: Найдем молярные массы углерода, водорода и кислорода (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Известно, что M = Mr, значит M(C) = 12 г/моль, М(H) = 1 г/моль, а M(O) = 16 г/моль. Тогда, количество вещества этих элементов равно: n (C) = m (C) / M (C); n (C) = 3 / 12 = 0,25 моль n (H) = m (H) / M (H); n (H) = 1 / 1 = 1 моль n (O) = m (O) / M (O); n (O) = 4 / 16 = 0,25 моль Найдем мольное отношение: n(C) :n(H):n(O) = 0,25: 1: 0, 25 = 1:4: 1, т.е. формула соединения спирта имеет вид CH 3 OH. Это метанол
Ответ	CH 3 OH

Фосфор - жизненно важный элемент из пятой группы периодической таблицы Менделеева. Химические свойства фосфора зависят от его модификации. Наиболее активным веществом является белый фосфор, окисляющийся на воздухе. Фосфор имеет две валентности (III и V) и три степени окисления - +5, +3, -3.

Фосфор и соединения

Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:

• белый;
• красный;
• чёрный.

Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P 4). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.

Рис. 1. Светящийся белый фосфор.

Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:

• фосфин;
• фосфорную кислоту;
• фосфиды;
• оксиды.

Фосфин (РН 3) - плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества - фосфор и водород.

Рис. 2. Фосфин.

Фосфорная или ортофосфорная кислота (H 3 PO 4) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.

Фосфиды - соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.

Фосфор может образовывать два оксида - P 2 O 3 и P 2 O 5 .

H 3 PO 4 - кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.

Химические свойства

Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.

Вещество	Реакция	Особенности	Уравнение
		При избытке O 2 образует оксид фосфора (V)	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
	С металлом	Является окислителем	3Mg + 2P → Mg 3 P 2
	С галогенами и неметаллами	Не реагирует с водородом	2P + 3S → P 2 S 3
			8Р + 12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 2
	С кислотами		2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
	Со щелочами		P 4 + 3NaOH + 3H 2 O → PH 3 + 3NaH 2 PO 2
		Воспламеняется на воздухе	РН 3 + 2O 2 → H 3 PO 4
	С галогенами и неметаллами		РН 3 + 2I 2 + 2H 2 O → H(PH 2 O 2) + 4HI
	С кислотами	Проявляет свойства восстановителя	РН 3 + 3H 2 SO 4 → H 2 (PHO 2) + 3SO 2 + 3H 2 O
	С металлами	С активными металлами	2H 3 PO 4 + 3Ca → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2
		Подвергается диссоциации	H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H2PO 4 –
	Со щелочами	Образует кислые или щелочные фосфаты	H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
	С оксидами		2H 3 PO 4 + 3K 2 O → 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
			2H 3 PO 4 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O + 3CO 2
	С аммиаком		H 3 PO 4 + 3NH 3 → (NH 4) 3 PO 4
	С галогенами и неметаллами		2P 2 O 3 + 6Cl 2 → 4PCl 3 O + O 2 ; 2P 2 O 3 + 9S → P 4 S 6 + 3SO 2
		Медленно реагирует с холодной водой и быстро - с горячей	P 2 O 3 + 3H 2 O → 2H 3 PO 3
	Со щелочами		P 2 O 3 + 4NaOH → 2Na 2 HPO 3 + H 2 O
		Реагирует с взрывом	2P 2 O 5 + 6H 2 O → 4H 3 PO 4
	С кислотами	Реакция замещения	4HNO 3 + 2P 2 O 5 → 4HPO 3 + 2N 2 O 5
		Образуют гидроксиды металлов и фосфин	Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
	С кислотами	Реакция замещения	Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P 2 O 3 образует красный фосфор, а P 2 O 5 - оксид фосфора (III) и кислород.

Рис. 3. Красный фосфор.

Использование

Широкое применение имеют соединения фосфора:

• из фосфатов получают удобрения и моющие средства;
• фосфорная кислота используется для окрашивания ткани;
• оксид фосфора (V) осушает жидкости и газы.

Красный фосфор используется в производстве спичек и взрывчатых веществ.

Что мы узнали?

Фосфор - активный неметалл, реагирующий с простыми и сложными веществами. В результате реакций образует оксиды (III) и (V), фосфин, фосфорную кислоту и фосфиды. Соединения фосфора вступают в реакцию с металлами, неметаллами, кислотами, щелочами, водой. Фосфор и его соединения используются в промышленности и сельском хозяйстве.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.8 . Всего получено оценок: 88.

Фосфор - элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Шкала степеней окисления фосфора:

Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.

Аллотропные модификации фосфора

Красный и белый фосфор Р . Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р 4 и красный фосфор P n . В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

Красный фосфор состоит из полимерных молекул P n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

Белый фосфор состоит из молекул Р 4 . Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

Применяется в производстве Н 3 Р0 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфора:

Получение в промышленности фосфора

— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):

Ca 3 (PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)

Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.

Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (P n) может быть различной.

Соединения фосфора

Фосфин РН 3 . Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н) 3 ] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО 3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфина:

Получение фосфина в лаборатории :

СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз

Оксид фосфора (V) P 2 O 5 . Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р 4 О 10 со строением из четырех тетраэдров , связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P 2 O 5 . Существует также стеклообразный полимер (Р 2 0 5) п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.

Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:

Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.

Ортофосфорная кислота Н 3 Р0 4 . Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P 2 O 5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН) 3 ] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н 2 0). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.

Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:

Получение фосфорной кислоты в промышленности:

кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4

Ортофосфат натрия Na 3 PO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.

Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион РО 4 3-

— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).

Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:

Получение: полная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия или по реакции:

Гидроортофосфат натрия Na 2 HPO 4 . Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н 3 Р0 4 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион НРО 4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : неполная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Дигидроортофосфат натрия NaH 2 PO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Н 2 Р0 4 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).

Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация H 3 PО 4 едким натром:

Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O

Ортофосфат кальция Са 3(PO 4)2 — Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).

Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.

Уравнения важнейших реакций:

Фосфорные удобрения

Смесь Са(Н 2 Р0 4) 2 и CaS0 4 называется простым суперфосфатом , Са(Н 2 Р0 4) 2 с примесью СаНР0 4 — двойным суперфосфатом , они легко усваиваются растениями при подкормке.

Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .

Хлорид фосфора (V) PCI5 . Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P 2 Cl 10 с ионным строением РСl 4 +[РСl 6 ] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: хлорирование фосфора.

Р 2 О 3 - оксид фосфора (III)

При обычной температуре - белая воскообразная масса с т. пл. 23,5"С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р 4 О 6 .

Способ получения

Р 2 О 3 образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О 2 = 2Р 2 О 3

Химические свойства

Р 2 О 3 - кислотный оксид

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р 2 О 3 + ЗН 2 О =2H 3 PO 3

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р 2 О 3:

2Р 2 О 3 + 6Н 2 О = РН 3 + ЗH 3 PO 4

Взаимодействие Р 2 О 3 со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + Н 2 О

Р 2 О 3 - очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5

2. Окисление галогенами:

Р 2 О 3 + 2Cl 2 + 5Н 2 О = 4HCl + 2H 3 PO 4

Р 2 О 5 - оксид фосфора (V)

При обычной температуре - белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р 4 О 10 . При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO 3). Р 2 О 5 - 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:

4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5

Химические свойства

Р 2 О 5 - типичный кислотный оксид

Как кислотный оксид Р 2 О 5 взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р 2 О 5 + Н 2 О = 2HPO 3 метафосфорная

Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 пирофосфориая (дифосфорная)

Р 2 О 5 + ЗН 2 О = 2H 3 PO 4 ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р 2 О 5 + ЗВаО = Ва 3 (PO 4) 2

Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ЗН 2 О

Р 2 О 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 - водоотнимающий агент

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

Р 2 О 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 О 5

Р 2 О 5 + 2НСlО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 О 7

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.

H 3 PO 4 - 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: Н 2 [НРО 3 ]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р 2 О 3 в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl 3 + ЗН 2 О = Н 2 [НРО 3 ] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl 2 + 6Н 2 О = 2Н 2 [НРО 3 ] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H 3 PO 3 - 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 Н 2 ; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно - и двухзамещенные фосфиты, например:

Н 2 [НРО 3 ] + NaOH = NaH + Н 2 О

Н 2 [НРО 3 ] + 2NaOH = Na 2 + 2Н 2 О

Восстановительные свойства

Кислота и ее соли - очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H 2 SО 4 конц., К 2 Сr 2 O 2), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2Ag↓ + 2HNO 3

H 3 PO 3 + Cl 2 + Н 2 О = H 3 PO 4 + 2HCl

При нагревании в воде Н 3 РO 3 окисляется до H 3 PO 4 с выделением водорода:

H 3 PO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + Н 2

Восстановительные свойства

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н 3 РO 3 = ЗН 3 РO 4 + РН 3

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.

Примеры: NaH 2 PO 3 , Са(H 2 PO 3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO 3 .

Примеры: Na 2 HPO 3 , СаHPO 3 .

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

Н 3 РO 4 - ортофосфорная кислота

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

Н 3 РO 4 → Н + + Н 2 РO 4 -

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

Н 2 РO 4 - → Н + + НРO 4 2-

НРO 4 2- → Н + + РO 4 3-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н 3 РO 4 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 Н 3 РO 4 служит природный фосфат Са 3 (РO 4) 2:

I. 3-стадийный синтез:

Са 3 (РO 4) 2 → Р → Р 2 O 5 → Н 3 РO 4

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са 3 (РO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2Н 3 РO 4 + 3CaSO 4 ↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO

Химические свойства

Н 3 РO 4 проявляет все общие свойства кислот - взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Кислотные функции

Примеры реакций:

2Н 3 РO 4 + 6Na = 2Na 3 РO 4 + 3H2t

2Н 3 РO 4 + ЗСаО = Са 3 (РO 4) 2 + ЗН 2 О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н 3 РO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + ЗН 2 О

Н 3 РO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2Н 2 О

Н 3 РO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Н 3 РO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4

Н 3 РO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 HPO 4

В отличие от аниона NO 3 - в азотной кислоте, анион РO 4 3- окисляющим действием не обладает.

Качественная реакция на анион РO 4 3-

Реактивом для обнаружения анионов РO 4 3- (а также НРO 4 2- , Н 2 РO 4 -) является раствор AgNO 3 , при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg + + РO 4 3- = Аg 3 РO 4 ↓

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.

Н 3 РO 4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

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

1. Фосфоритная мука - тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са 3 (РO 4) 2

2. Простой суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Са(Н 2 РO 4) 2 + 2CaSO 4

3. Двойной суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = ЗСа(Н 2 РO 4) 2

4. Преципитат - Са(ОН) 2 + Н 3 РO 4 = СаНРO 4 + 2Н 2 О

5. Аммофос - NH 3 + Н 3 РO 4 = NH 4 Н 2 РO 4 ;

2NH 3 + Н 3 РO 4 = (NH 4) 2 HРO 4

6. Аммофоска - Аммофос + KNO 3

Тема: Оксид фосфора(V). Ортофосфорная кислота и ее соли. Минеральные удобрения.

Цель : формирование знаний о свойствах оксида фосфора(V), фосфорной кислоты, кислых солях фосфорной кислоты, реакциях неполной нейтрализации; продолжение формирования умений составлять уравнения химических реакций.

Задачи :

Образовательная: сформировать знания об оксиде фосфора(V), о фосфорной кислоте, ее физических и химических свойствах, получении и применении; обеспечить в ходе урока усвоение знаний о солях фосфорной кислоты, их свойствах, получении и применении.

Развивающая: способствовать развитию познавательного интереса, развитию выделять главное, логически излагать свои мысли.

Воспитательная: содействовать в ходе урока формированию научной картины мира, содействовать нравственному воспитанию школьников.

Методы обучения : беседа, рассказ, словесно – наглядный (изложение учебного материала с использованием презентации Microsoft Power Point)

Тип урока : комбинированный

Структура урока

I. Организационный момент

II. Актуализация опорных знаний

III. Изучение нового материала

IV. Закрепление

V. Подведение итогов урока, постановка домашнего задания

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р 2 О 5 - белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Химические свойства: Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид , взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.

Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания) , образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО 3:

P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4:

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра - образуется жёлтый осадок :

Н 3 РО 4 + 3AgNO 3 = Ag 3 PO 4 ↓+ 3HNO 3

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

Применение:

В основном для производства .

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE338 . Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1.
Тренажёр №2.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na 2 O
2. NaOH
3. H 2 O при нагревании
4. H 2 O без нагревания
Для 2 реакции запишите полное и краткое ионное уравнение.

№2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
1. калием
2. оксидом калия
3. гидроксидом калия
4. сульфитом калия

№3. Осуществите превращения по схеме:
Сa 3 (PO 4) 2 -> P -> PH 3 -> P 2 O 5 -> H 3 PO 4 -> Ca 3 (PO 4) 2
Назовите вещества

2) Работа по карточкам с цепочками превращений по вариантам

I – в

Р 2 О 5 → Н 3 РО 4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2 → H3PO4 → Zn3(PO4)2

II – в

P → Ca3P2 → PH3 → Р 2 О 5 → Na3PO4 → Ag3PO4

III - в

Ca3(PO4)2 → P → PCl5 → Н 3 РО 4 → K3PO4 → Fe3(PO4)2

Решение:

I – в

1) P2O5 + 3H2O  2H3PO4

2) H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O

3) 2Na3PO4 + 3CaCI2 → Ca3(PO4)2 + 6NaCl

4) Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4

5) 2H3PO4 + 3ZnCI2 → Zn3(PO4)2 + 6HCl

II – в

1) 2 Р + 3 Са → Са 3 Р 2

2) Са 3 Р 2 + 6 Н CI → 3CaCI2 + 2PH3

3) 2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

4) P2O5 +6NaOH → 2Na3PO4 + 3H2O

5) Na3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3NaNO3

III – в

1) Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 2P + 3CaSiO3 + 5CO

2) 2P + 5CI2 → 2PCI5

3) PCI5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCI

4) H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O

5) 2K3PO4 + 3FeCI2 → Fe3(PO4)2 + 6KCI

№4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме самостоятельно.