Взаимодействие фосфорной кислоты с металлами
Обновлено: 04.10.2024
Прямым синтезом PH3 получить нельзя.
- Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:
- Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:
- Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):
Физические свойства фосфина
При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях
Фосфин — Яд!
Химические свойства фосфина
PH3 — Проявляет свойства сильного восстановителя.
- Вступает в реакции с кислотами – окислителями:
- С безводными кислотами образует соли:
- Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:
Практического значения фосфин не имеет.
Фосфиды
Способы получения
Взаимодействие фосфора с металлами:
Физические свойства, строение фосфидов
Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия фосфора с металлами.
Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.
Химические свойства фосфидов
Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН3:
Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P2O3)
Способы получения оксида фосфора (III)
- Р2О3 образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:
Физические свойства оксида фосфора (III)
При комнатной температуре Р2О3 — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Тпл = 23,5°С
Пары существует в виде димеров Р4О6.
!Очень ядовит
Химические свойства оксида фосфора (III)
- Р2О3 как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:
- Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р2О3в горячей воде:
- При взаимодействии Р2О3с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:
- При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет восстановительные свойства:
Окисление кислородом воздуха:
Окисление галогенами:
Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р2О5)
Способы получения фосфорного ангидрида
Сжигание фосфора в избытке воздуха:
Физические свойства фосфорного ангидрида
При комнатной температуре Р2О5 — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде димеров Р4О10.
Очень гигроскопична, при соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.
Химические свойства фосфорного ангидрида
Р2О5 проявляет кислотные свойства.
Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:
- с водой, с образованием различных кислот:
- с основными оксидами, с образованием фосфатов
- с щелочами, с образованием средних и кислых солей
- Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:
Фосфорные кислоты
Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5, +4, +3, +1.
Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами:
Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.
Фосфористая кислота ( H3PO3)
Способы получения фосфористой кислоты
- Гидролиз галогенидов фосфора (III):
Физические свойства, строение фосфористой кислоты
Для молекулы фосфористой кислоты H3PO3 известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.
В другой таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.
Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н2[НРО3]
При комнатной температуре H3PO3 – кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл = 74°С.
Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.
Химические свойства фосфористой кислоты
Является слабой кислотой.
- Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н2; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:
- Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:
Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:
- Реагируют с сильными окислителями:
- Реагируют с более слабыми окислителями:
- В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:
- При нагревании водного раствора Н3РO3окисляется до H3PO4 с выделением водорода:
Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)
Способы получения фосфитов
- Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:
- взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н2
- взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов
- диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:
- Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:
Физические свойства фосфитов
Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:
а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2РО3, например: NaH2PO3, Са(H2PO3)
б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO3, например: Na2HPO3, СаHPO3.
Хорошо растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты плохо растворимы.
Химические свойства фосфитов
Имеют химические свойства, характерные для солей
Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н3РO4)
Способы получения фосфорной кислоты
В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:
- Разложением природного соединения – фосфата кальция Са3(РO4)2 серной кислотой:
- Доменный (термический) 3х-стадийный способ:
1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом
2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха
3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:
Лабораторный способ
- Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:
Физические свойства, строение фосфорной кислоты
При обычной температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С) кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует сиропообразную, вязкую жидкость.
Степень окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.
При нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.
При нагревании выше 700°С переходит в метафосфорную кислоту HPO3:
Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона
Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.
При добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки различного цвета:
- метафосфат серебра AgPO3— белый
- пирофосфат серебра Ag4P2O7 – также белый, но он не свертывает яичного белка
- ортофосфат серебра Ag3PO4— желтый:
Химические свойства фосфорной кислоты
Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы и представляет собой трехосновную кислоту.
Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:
По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:
- Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:
- с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):
- Вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:
В отличие от аниона NO3 — в азотной кислоте, анион РO4 3- окисляющим действием не обладает.
Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)
Способы получения фосфатов
Получают кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства ортофосфорной кислоты)
Физические свойства фосфатов
Н3РO4 является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:
Анион соли | Название | Растворимость в воде | Примеры солей |
PO4 3- | Фосфат (ортофосфат) | большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония) | Na3РO4; Са3(РO4)2 |
HPO4 2- | Гидрофосфат | растворимы | Na2НРO4; СаНРО4 |
Н2РO4 — | Дигидрофосфат | очень хорошо растворимы | NaH2PO4; Са(Н2РO4)2 |
Химические свойства фосфатов
- Имеют свойства, характерные для солей.
- Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:
- Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:
Фосфорные удобрения
Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.
При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.
В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.
Категории V группа (азот, фосфор), НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Фосфор. Химия фосфора и его соединений
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 :
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:
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).
Белый фосфор — это вещество состава P4. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.
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):
Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.
Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой . Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300 о С без доступа воздуха.
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.
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.
В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca3(PO4)2), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.
Фосфор
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
- 3Ca3(PO4)2*CaCO3*Ca(OH,F)2 - фосфорит
- Ca10(PO4)6(F,Cl,OH)2 - апатит
В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.
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
C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.
Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.
2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)
2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)
Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ - фосфин - боевое отравляющее вещество.
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).
При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.
При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.
Оксид фосфора V - P2O5
Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P4O10. Твердый оксид характеризуется белым цветом.
Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.
Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль - определяет соотношение основного оксида/основания и кислотного оксида.
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.
Фосфорные кислоты
- Ортофосфорная кислота - H3PO4 (трехосновная кислота, соли - фосфаты PO4 3- )
- Метафосфорная кислота - HPO3 (одноосновная кислота, соли - метафосфаты PO3 - )
- Фосфористая - H3PO3 (двухосновная кислота, соли - фосфиты HPO3 2- )
- Фосфорноватистая - H3PO2 (одноосновная кислота, соли гипофосфиты - H2PO2 - )
Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.
Ортофосфорная кислота
В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.
Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.
Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:
За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).
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.
В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.
При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.
Соли фосфорной кислоты
Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.
- 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
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.
Acetyl
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
H + | Li + | K + | Na + | NH4 + | Ba 2+ | Ca 2+ | Mg 2+ | Sr 2+ | Al 3+ | Cr 3+ | Fe 2+ | Fe 3+ | Ni 2+ | Co 2+ | Mn 2+ | Zn 2+ | Ag + | Hg 2+ | Pb 2+ | Sn 2+ | Cu 2+ | |
OH - | Р | Р | Р | Р | Р | М | Н | М | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | - | - | Н | Н | Н | |
F - | Р | М | Р | Р | Р | М | Н | Н | М | М | Н | Н | Н | Р | Р | Р | Р | Р | - | Н | Р | Р |
Cl - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | М | Р | Р |
Br - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | М | Р | Р |
I - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | М | ? |
S 2- | М | Р | Р | Р | Р | - | - | - | Н | - | - | Н | - | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
HS - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | М | Н | ? | - | Н | ? | Н | Н | ? | М | М | - | Н | ? | ? |
HSO3 - | Р | ? | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? |
SO4 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | М | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | М | - | Н | Р | Р |
HSO4 - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | ? | Н | ? | ? |
NO3 - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | Р |
NO2 - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | ? | ? | ? | ? | Р | М | ? | ? | М | ? | ? | ? | ? |
PO4 3- | Р | Н | Р | Р | - | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н |
CO3 2- | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | Н | Н | Н | Н | Н | ? | Н | ? | Н |
CH3COO - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | Р | Р | - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | Р |
SiO3 2- | Н | Н | Р | Р | ? | Н | Н | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? | ? | Н | Н | ? | ? | Н | ? | ? |
Растворимые (>1%) | Нерастворимые (
Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время. Вы можете также связаться с преподавателем напрямую: Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса " " на другом сайте. Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши. Внимание, если вы не нашли в базе сайта нужную реакцию, вы можете добавить ее самостоятельно. На данный момент доступна упрощенная авторизация через VK. Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений. Эти параметры действуют только для верхнего изображения вещества и не применяются в реакциях.
Корректная работа сайта обеспечена на всех браузерах, кроме Internet Explorer. Если вы пользуетесь Internet Explorer, смените браузер. На сайте есть сноски двух типов: Подсказки - помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего. Дополнительная информация - такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения. Читайте также:
|