P2o5 какие свойства проявляет фосфор
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 4 мая 2020;
проверки требуют 3 правки.
Пентаоксид фосфора, также оксид фосфора(V) (фосфорный ангидрид, пятиокись фосфора) — неорганическое химическое соединение класса кислотных оксидов с формулами P4O10 и P2O5. Бесцветный кристаллический порошок, реагирует с водой; ядовит.
Строение[править | править код]
Пары оксида фосфора(V) имеют состав P4O10. Твердый оксид склонен к полиморфизму. Существует в аморфном стекловидном состоянии и кристаллическом. Для кристаллического состояния известны две метастабильные модификации пентаоксида фосфора — гексагональная Н-форма (а = 0,744 нм, = 87°, пространств, гр. R3С) и орторомбическая О-форма (а = 0,923 нм, b = 0,718 нм, с = 0,494 нм, пространств, гр. Рпат), а также одна стабильная орторомбическая О-форма (а =1,63 нм, b= 0,814 нм, с =0,526 нм, пространств. гр. Fdd2). Молекулы P4O10 (Н-форма) построены из 4 групп PO4 в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора, 6 атомов кислорода располагаются вдоль ребер, а 4 — по оси третьего порядка тетраэдра. Эта модификация легко возгоняется (360°С) и активно взаимодействует с водой.
Другие модификации имеют слоистую полимерную структуру из тетраэдров PO4, объединенные в 10-членные (О-форма) и 6-членные (О’-форма) кольца. Эти модификации имеют более высокую температуру возгонки (~580°С) и менее химически активны. H-форма переходит в О-форму при 300—360оC.
Свойства[править | править код]
P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:
При сильном нагревании распадается на:
Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:
Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:
Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:
Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:
При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твёрдые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.
Получение[править | править код]
Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода или воздуха. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P4O10 и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.
Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P4O10.
Основные сферы использования[править | править код]
P4O10 применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H3PO4 термическим способом.
Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.
Физиологическое значение[править | править код]
Пентаоксид фосфора особо токсичен; относится ко второму классу опасности и в высоких концентрациях раздражает кожу и слизистые оболочки глаз.
ПДК в рабочей зоны — 1 мг/м³ (в соответствии с ГОСТ 12.1.005-76).
ЛД50 на крысах и белых мышах при пероральном введении составляет 140 мг/кг.
Литература[править | править код]
- Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
- Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
- Ф. Коттон, Дж. Уилкинсон «Современная неорганическая химия» М.: Мир, 1969
- Зефиров Н.С. и др. т.5 Три-Ятр // Химическая энциклопедия. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1998. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
Оксид
фосфора (V) – фосфорный ангидрид
Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р2О5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду),
следует хранить в плотно закрытых сосудах.
Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или
кислорода
4P + 5O2 = 2P2O5
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 НРО3:
P2O5 + H2O = HPO3
при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
При нагревании H3PO4
можно получить пирофосфорнуюкислоту H4P2O7:
2H3PO4 = H2O + H4P2O7 (t˚C)
Ортофосфорная
кислота
Наибольшее
практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н3РO4.
Строение
молекулы: В молекуле фосфорной
кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:
Физические
свойства: Фосфорная кислота
представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо
растворимое в воде.
Получение:
1) Взаимодействие
оксида фосфора (V) с водой при нагревании:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
2) Взаимодействие
природной соли – ортофосфата кальция с
серной кислотой при нагревании:
Сa3(PO4)2
+ 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)
3) При
взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой
3P + 5HNO3+
2H2O = 3H3PO4+
5NO
Химические
свойства:
Свойства, общие с другими кислотами | Специфические |
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов Ортофосфорная кислота диссоциирует H3PO4 H2PO4- ↔ H+ + HPO42- (гидроортофосфат-ион) HPO42- ↔ H+ + PO43- (ортофосфат-ион) 2. Взаимодействует металл+ H3PO4=соль+Н2↑ 3. оксид металла + H3PO4 = соль + Н2О 4. основание + H3PO4 = соль + Н2О если H3PO4(изб) + NaOH = NaH2PO4 + H2O или H3PO4(изб) + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O 5. H3PO4 H3PO4 H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO4 6. 2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 | 1. При 2H3PO4 (t˚C) → H2O + H4P2O7 H4P2O7 (t˚C)→ H2O + 2HPO3 2. Качественная реакция на PO43- — фосфат Отличительной реакцией ортофосфорной Н3РО4 3. Играет |
Применение:
В основном для
производства минеральных удобрений.
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
добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1. «Свойства фосфора и его соединений»
Тренажёр №2. Тестовые задания по теме: «Азот и фосфор, их соединения»
№1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na2O
2. NaOH
3. H2O при нагревании
4. H2O 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:
Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2
Назовите вещества
№4.
Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или
преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме
самостоятельно.
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:
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.