Химические свойства какого элемента наиболее похожи на свойства фосфора
Фосфор — элемент главной подгруппе V группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Электронная конфигурация атома фосфора $1s^22s^2p^63s^2 3p^3,hspace{0.4cm}$ это р-элемент. В возбужденном состоянии валентные электроны 3s-подуровня распариваются и переходят на свободный 3d-подуровень: $1s^22s^2p^63s^1 3p^3 3d^1$
В возбужденном состоянии фосфор проявляет валентность V, в основном — III. Характерные степени окисления фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее устойчивой является степень окисления +5. В соединениях фосфор может входить как в состав катионов, так и в состав анионов, например: $Ca_3P^{-3}_2, H_3P^{+5}O_4$
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА
Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми из которых являются белый, красный и черный фосфор.
Определение
Аллотропия — свойство некоторых химических элементов, позволяющее им существовать в двух или более различных физических формах.
БЕЛЫЙ ФОСФОР
Молекула белого фосфора (наиболее активного аллотропа) имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные молекулы $P_4 $тетраэдрического строения.
Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится зеленоватым цветом). Он нерастворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде ($CS_2$). Воспламеняется при 35$^circ C$ или от трения, поэтому его хранят и режут под слоем воды. Обладает очень высокой химической активностью. При нагревании без доступа воздуха до 250–300 $^circ C$ превращается в красный фосфор.
Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м3, смертельная доза – 0,15 г ). Противоядием служит сильно разбавленный раствор сульфата меди (II). Он обезвреживает фосфор, переводя его в фосфид меди.
КРАСНЫЙ ФОСФОР
Красный фосфор – это неорганический полимер; макромолекулы $P_n$ могут иметь как циклическое, так и ациклическое строение.Красный фосфор — твёрдое порошкообразное вещество тёмно-красного цвета, нерастворимое в воде и сероуглероде По свойствам резко отличается от белого фосфора: не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, не обладает высокой химической активностью. При комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор; при нагревании до 200 $^circ C$ под давлением превращается в черный фосфор.
ЧЕРНЫЙ ФОСФОР
Черный фосфор по виду похож на графит: имеет металлический блеск. По структуре – это неорганический полимер, молекулы которого имеют слоистую структуру.
Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность значительно ниже, чем у белого фосфора. На воздухе устойчив. При нагревании переходит в красный фосфор.
Известны также и другие модификации – фиолетовый и коричневый фосфор. Эти разновидности элемента пока ещё не находят широкого практического применения
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор (но на практике предпочитают работать с красным фосфором). Он может проявлять в реакциях свойства как окислителя, так и восстановителя, например:
| Р — окислитель | Р — восстановитель |
|---|---|
| при взаимодействии с менее электроотрицательными элементами (металлами) | при взаимодействии с более электроотрицательными элементами (неметаллами) |
$3Ca + 2P to Ca_3P_2$ | $4P + 3O_{2textrm{(нед)}} to 2P_2O_3$ $4P + 5O_{2textrm{(изб)}} to 2P_2O_5$ |
$3Na + P to Na_3P$ | $6P + 5N_2 to 2P_2N_5$ |
| $3Mg + 2P = Mg_3P_2$ | $2P + 3Cl_{2textrm{(нед)}} to 2PCl_3$ $2P + 5Cl_{2textrm{(изб)}} to 2PCl_5$ |
| $Cu + Pne$ | $2P + 3I_2 to 2PI_3$ |
1) При взаимодействии с водой фосфор диспропорционирует (является и окислителем и восстановителем одновременно) с образованием фосфина и фосфорноватистой кислоты:
$4P^0 + 6H_2O rightarrow P^{-3}H_3 + 3H_3P^{+1}O_2$
$P^0 +3bar{e} rightarrow P^{-3}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0 -bar{e} rightarrow P^{+1}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
2) С растворами щелочей фосфор образует фосфин и гипофосфиты:
$4P^0 + 3KOH + 3H2O rightarrow P^{-3}H_3 + 3KH_2P^{+1}O_2$
$P^0 +3bar{e} rightarrow P^{-3}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0 -bar{e} rightarrow P^{+1}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
3) Фосфор не реагирует с большинством кислот, однако сильные кислоты-окислители (азотная, серная, хлорная) превращают фосфор в (орто)фосфорную кислоту:
$3P^0 + 5HN^{+5}O_3textrm{(разб.)} + 2H_2O rightarrow 3H_3P^{+ 5}O_4 + 5N^{+2}O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$N^{+5} +3bar{e} rightarrow N^{+2}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$P^0_{textrm{(кр.)}} + 5HN^{+5}O_{3textrm{(конц.)}} rightarrow H_3P^{+5}O_4 + 5N^{+4}O_2 + H_2O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$N^{+5} +1bar{e} rightarrow N^{+4}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
$2P^0 + 5H_2S^{+6}O_{4textrm{(конц.)}} rightarrow 2H_3P^{+5}O_4 + 5S^{+4}O_2 + 2H_2O$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$S^{+6} +2bar{e} rightarrow S^{+4}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
4) Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
$6P + 5KClO_3 rightarrow 5KCl + 3P_2O_5$
$P^0 -5bar{e} rightarrow P^{+5}hspace{1 cm}textrm{восстановитель (процесс окисление)}$
$Cl^{+5} +6bar{e} rightarrow Cl^{-1}hspace{1 cm}textrm{окислитель (процесс восстановление)}$
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Белый фосфор используют:
для изготовления зажигательных снарядов, светящихся в темноте составом и для создания так называемых «дымовых завес», т.к. при горении фосфора образуется густой дым ($P_2O_5$);
для получения препаратов, которые используют для уничтожения насекомых-вредителей;
для производства фосфорной кислоты;
природные соединения фосфора: апатиты и фосфориты используются в производстве минеральных удобрений.
Красный фосфор используют в производстве спичек: входит в состав массы, наносимой на боковую сторону спичечной коробки.
Черный фосфор применяют очень редко.
Получение фосфора
Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция $Ca_3(PO_4)_2,hspace{0.5 cm}$ который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления $Ca_3(PO_4)_2hspace{0.5 cm}$ до фосфора:
$Ca_3(PO_4)_2 + 3SiO_2 + 5C rightarrow 2P + 5CO + 3CaSiO_3$
В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок $SiO_2$. Процесс проводят в электропечах (производство относят к электротермическим), без доступа воздуха. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В природе фосфор встречается в виде соединений (солей), важнейшими из которых являются:
фосфорит ($Ca_3(PO_4)_2$),
хлорапатит ($Ca_3(PO_4)_2 cdot CaCl_2$),
фторапатит ($Ca_3(PO_4)_2 cdot CaF_2$).
БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ФОСФОРА
Фосфор известен как элемент жизни. Это не случайно: он играет важную роль в процессах накопления и освобождения энергии в клетках, задействован в передаче нервных импульсов.
Он входит в состав нуклеиновых кислот, участвующих в процессах роста и деления клеток, хранения и использования генетической информации (ДНК и РНК).
В составе костей скелета содержится примерно 85% от всего фосфора, находящегося в организме. Фосфор обеспечивает нормальную и здоровую структуру десен и зубов.
Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс «40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии«.
Создать карусель Добавьте описание
Фосфор
Положение в периодической системе химических элементов
Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение фосфора
Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:
Создать карусель Добавьте описание
Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:
Создать карусель Добавьте описание
При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.
Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.
Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
Физические свойства и нахождение в природе
Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Белый фосфор
Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего).
Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде
Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.
Плавление белого фосфора
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.
Создать карусель Добавьте описание
Черный фосфор
Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Соединения фосфора
Типичные соединения фосфора:
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Способы получения фосфора
1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:
2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.
Создать карусель Добавьте описание
3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.
Создать карусель Добавьте описание
Химические свойства фосфора
При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.
Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:
Горение белого фосфора
Горение красного фосфора
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
Создать карусель Добавьте описание
1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
Создать карусель Добавьте описание
1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
Создать карусель Добавьте описание
Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:
1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.
2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.
Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
Создать карусель Добавьте описание
Реакция красного фосфора с бертолетовой солью.
Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.
Красный фосфор + бертолетова соль
2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:
Создать карусель Добавьте описание
Или с гидроксидом кальция:
Химические свойства азота
Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.
Взаимодействие азота с металлами
Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:
Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:
Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.
Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:
А также растворами кислот, например:
Взаимодействие азота с неметаллами
Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:
Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:
С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 оС и является обратимой:
Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.
Взаимодействие азота со сложными веществами
В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:
Химические свойства фосфора
Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.
Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.
Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.
Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.
Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.
Взаимодействие фосфора с неметаллами
Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:
а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):
Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:
Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:
В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.
Взаимодействие фосфора с металлами
Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:
Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:
А также водными растворами кислот-неокислителей:
Взаимодействие фосфора со сложными веществами
Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:
Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.
Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.
На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:
При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:
Фосфор (греч. phos — свет + phoros — несущий) — химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество,
легко воспламеняющееся и светящееся.
Основное и возбужденное состояние фосфора
При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.
Природные соединения
В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:
- 3Ca3(PO4)2*CaCO3*SiO2 — фосфорит
- 3Ca3(PO4)2*Ca(F,Cl,OH)2 — апатит
Получение
В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → (t) CaSiO3 + P + CO
Химические свойства
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый
фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.
В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P4. Свыше 800 °C молекулы P4 распадаются до
P2.
- Реакции с неметаллами
- Реакции с металлами
- Реакция с водой
- Реакция с щелочами
- Восстановительные свойства
C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.
4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток кислорода)
4P+ 5O2 → 2P2O5 (избыток кислорода)
Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.
2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)
2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)
P + S → P2S3
Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ — фосфин — боевое
отравляющее вещество.
Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3↑
2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)
При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество
является и окислителем, и восстановителем).
P + H2O → (t) PH3 + H3PO4
При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.
P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 — гипофосфит лития)
При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.
KClO3 + P → KCl + P2O5
Оксид фосфора V — P2O5
Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P4O10. Твердый оксид характеризуется белым цветом.
Получение
P + O2 → P2O5
Химические свойства
- Кислотные свойства
- Дегидратационные свойства
Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + H2O = HPO3 (при недостатке воды)
Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль — определяет соотношение основного
оксида/основания и кислотного оксида.
P2O5 + Na2O → Na3PO4
6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O (фосфат калия, избыток щелочи — соотношение 6:1)
4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида — соотношение 4:1)
2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 + H2O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида — соотношение 2:1)
Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.
HClO4 + P2O5 → HPO3 + Cl2O7 (HPO3 — метафосфорная кислота)
HNO3 + P2O5 → HPO3 + N2O5
Фосфорные кислоты
Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:
- Ортофосфорная кислота — H3PO4 (соли — фосфаты PO43-)
- Метафосфорная кислота — HPO3 (соли — метафосфаты PO3-)
- Фосфористая — H3PO3 (соли — фосфиты PO33-)
- Фосфорноватистая — H3PO2 (соли гипофосфиты — PO23- )
Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.
CuSO4 + H3PO2 + H2O → Cu + H2SO4 + H3PO4
Ортофосфорная кислота
В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.
Получение
Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора,
взаимодействия оксида фосфора V с водой.
Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4
P2O5 + H2O → H3PO4
PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl
Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
Химические свойства
- Кислотные свойства
- Реакции с солями
- Реакции с металлами
- Дегидратация
За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные
соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).
3K2O + H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O
3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2O
KOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O
Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок
желтого цвета — фосфат серебра — образуется в результате реакции с нитратом серебра.
AgNO3 + H3PO4 → Ag3PO4 + HNO3
В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.
K2CO3 + H3PO4 → K3PO4 + H2O + CO2
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2↑
При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.
H3PO4 → (t) HPO3 + H2O
Соли фосфорной кислоты
Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O
Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:
- Фосфоритная мука — Ca3(PO4)2
- Простой суперфосфат — смесь Ca(H2PO4)2*H2O и CaSO4
- Двойной суперфосфат — Ca(H2PO4)2*H2O
- Преципитат — CaHPO4*2H2O
- Костная мука — продукт переработки костей домашних животных Ca3(PO4)2
- Аммофос — в основном состоит из моноаммонийфосфата — NH4H2PO4
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.