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

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.

Оксид фосфора (V)

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P 4 O 10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде - P 2 O 5 . В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))

Белые кристаллы, t 0 пл. = 570 0 С, t 0 кип. = 600 0 C, = 2,7 г/см 3 . Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P 4 H 10 , очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O 2 2P 2 O 5

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

1) P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3 (метафосфорная кислота)

P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота)

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (PO 4 ) 2

В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые соли:

гидрофосфат натрия

дигидрофосфат натрия

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием ее ангидрида:

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них -- ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (Рис.5).

Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350 С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим.

1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

2. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Физические свойства. Ортофосфорная кислота -- твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:

Таблица 2

Химические свойства ортофосфорной кислоты

Общие с другими кислотами	Специфические
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего - по третьей 2. Реагирует с металлами, расположенными в вытеснительном ряду до водорода: 3. Реагирует с основными оксидами : 4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли : гидрофосфат натрия дигидрофосфат натрия 5. Реагирует с солями слабых кислот:	1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: двуфосфорная кислота 2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок: желтый осадок 3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл.3).

Таблица 3

Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы

Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH 4) 3 PO 4 - ортофосфат аммония;

(NH 4) 2 HPO 4 --гидроортофосфат аммония; NH 4 H 2 PO 4 - дигидро-ортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия -- для осаждения из воды солей кальция.

Оксид фосфора - бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах.

Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH 3) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты.

Трехмерная модель молекулы

Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 , но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот.

Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора.

P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 PO 4

Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH 4 + , Na + , K +) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H 2 PO 4) 2 и Mg(H 2 PO 4) 2) растворимы в воде.

Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P 2 O 5 для растений.

Поглощение пентаоксида фосфора растениями

Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора - это соли ортофосфорнонй кислоты H 3 PO 4 . Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

Гидролиз пирофосфата натрия:

Na 4 P 2 O 7 + H 2 O + 2H + → 2NaH 2 PO 4 +2Na +

Гидролиз триполифосфата натрия:

Na 5 P 3 O 10 + 2H 2 O + 2H + → 3NaH 2 PO 4 +2Na +

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

(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 -

Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H 2 PO - 4 , HPO 4 2- , PO 4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов.

Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P 2 O 5 . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.

Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений.

Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

y = x,% × 30,974 (молярная масса ) × 2 / 30,974 (молярная масса ) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

х - содержание P 2 O 5 в удобрении, %;

y - содержание P в удобрении, %

y = x, % × 0,43643

Например:

в удобрении содержится 40% оксида фосфора

для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

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.