Окружающий мир 

Оксид фосфора: получение и взаимодействие. Конспект урока "Оксид фосфора(V)

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.


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

Оксиды фосфора. Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются Р4O6 и Р4О10. Часто их формулы пишут в упрощенном виде как Р2О3 и P2O5 (индексы предыдущих разделены на 2).

Оксид фосфора (III) Р4O6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5° С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Очень ядовит.

Оксид фосфора (V) Р4О10 - белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Оксид фосфора (V). P2O5 энергично взаимодействует с водой, а также отнимает воду от других соединений. Именно поэтому P2O5 широко используется как осушитель различных веществ от паров воды.

Фосфорный ангидрид, взаимодействуя с водой, образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:

при кипячении раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H3PO4:

При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:

Р2О5 белое снегообразное вещество, жадно поглоща-

ет воду, используется для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случа-

ях для отщепления от веществ химически связанной воды:

2 НNO3 + Р2О5 = N2О5 + 2 НРO3

4HClO4 + P4O10 → (НРО3)4 + 2Cl2O7.

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

P4O10 + RC(O)NH2 → P4O9(OH)2 + RCN

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

P4O10 + 12RCOOH → 4H3P04 + 6(RCO)2O

P2O5 + 6RCOOH → 2H3P04 + 3(RCO)2O

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:

P4O10 + 8PCl3 + O2 → 12Cl3PO

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.


Похожая информация:

  1. Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. тепла или после отдельного 12-часового воздействия низкой температурой в ритме стрекотания отмечалось несколько переходных циклов
  2. Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. щие и что исчезнувшие ритмы иногда восстанавливаются спустя несколько недель {43]
  3. В какие сроки выставляются счета-фактуры, если услуги оказываются либо отгрузка осуществляется несколько раз в течение одного налогового периода (п. 3 ст. 168 НК РФ)?

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.

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.