Фосфор утворює дуже велику кількість різних і . Серед них найбільш стійкими є оксид фосфору (V) та відповідна йому ортофосфорна, або фосфорна, кислота Н3РО4.

Оксид фосфору (V), або фосфорний ангідрид Р 2 Про 5- Білий порошок, без запаху. За своїм характером є типовим. При розчиненні у воді гідратується з утворенням таких кислот:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Як кислотний оксид Р 2 Про 5 взаємодіє з основними оксидами, наприклад:

P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

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

При взаємодії Р 2 Про 5 зі лугами в залежності від співвідношення реагентів можуть утворюватися не тільки середні, але й кислі:

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4

Хоча в Р 2 Про 5 фосфор має вищий ступінь окиснення +5, оксид фосфору (V) не виявляє скільки-небудь виражених окисних властивостей, так як цей ступінь окиснення для фосфору дуже стійка.

Оксид фосфору (V) є чудовим водопоглинаючим і водовіднімним засобом. На цьому ґрунтується його використання в ексикаторах (судинах для висушування речовин), при проведенні реакцій дегідратації тощо.

Фосфорна (ортофосфорна) кислота Н 3 РО 4- безбарвна кристалічна речовина, що плавиться при температурі 42 про С, дуже добре розчиняється у воді. Фосфорна кислота є середньої сили.

У лабораторії її отримують окисленням фосфору розведеною.

У промисловості Н 3 РО 4 одержують екстракційним методом, обробляючи природні фосфати сірчаною кислотою:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4

а також термічним методом, відновлюючи природні фосфати до вільного , який потім спалюють і Р 2 Про 5, що утворюється при цьому, розчиняють у воді.

Фосфорна кислота володіє всіма загальними властивостями кислот, але вона значно слабше таких кисневмісних кислот, як сірчана і . На відміну від цих кислот фосфорна кислота не має навіть значних окисними властивостями, незважаючи на стійкість ступеня окиснення +5.

Застосування фосфорної кислоти

Крім виробництва добрив, фосфорну кислоту використовують при виготовленні реактивів, багатьох органічних речовин, для отримання каталізаторів, для створення захисних покриттів на фармацевтичній промисловості і т.д.

Солі фосфорної кислоти

Як триосновна кислота Н 3 РО 4 утворює три ряди: середні (нормальні) солі – фосфати; кислі солі - гідрофосфати та дигідрофосфати.

Наприклад, при нейтралізації фосфорної кислоти в залежності від молярного співвідношення можуть йти наступні реакції:

Н 3 РО 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

Н 3 РО 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

Н 3 РО 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O

Більшість середніх солей – фосфатів – нерозчинні у воді. Винятком є ​​лише фосфати та . Багато ж кислі солі фосфорної кислоти добре розчиняються у воді, причому найбільш розчинними є дигідрофосфати.

Фосфорні добрива

*на зображенні запису мінерал апатит

Фосфор - життєво важливий елемент із п'ятої групи періодичної таблиці Менделєєва. Хімічні властивостіфосфору залежить від його модифікації. Найбільш активною речовиною є білий фосфор, що окислюється на повітрі. Фосфор має дві валентності (III та V) і три ступені окислення - +5, +3, -3.

Фосфор та з'єднання

Фосфор має три алотропічні модифікації, що відрізняються хімічними та фізичними властивостями:

• білий;
• червоний;
• чорний.

Під фосфором у хімічних реакціях найчастіше розуміють білий фосфор (P 4). Червоний фосфор входить у реакції за певних умов. Наприклад, реагує з водою при нагріванні та під тиском. Чорний фосфор практично інертний.

Мал. 1. Світиться білий фосфор.

Фосфор реагує з простими та складними речовинами, утворюючи:

• фосфін;
• фосфорну кислоту;
• фосфіди;
• оксиди.

Фосфін (РН 3) - погано розчинний у воді отруйний газ, аналог аміаку. У відсутності кисню при нагріванні розкладається прості речовини - фосфор і водень.

Мал. 2. Фосфін.

Фосфорна або ортофосфорна кислота (H3PO4) утворюється при взаємодії фосфору або оксиду фосфору (V) з водою.

Фосфіди - солі, що утворюються при взаємодії з металами чи неметалами. Вони нестійкі та легко розкладаються під дією кислот або води.

Фосфор може утворювати два оксиди - P 2 O 3 і P 2 O 5 .

H 3 PO 4 - кислота середньої сили, що виявляє амфотерні властивості при взаємодії із сильною кислотою. Фосфорна кислота утворює фосфати.

Хімічні властивості

Основні хімічні властивості фосфору та його сполук описані у таблиці.

Речовина	Реакція	Особливості	Рівняння
		При надлишку O 2 утворює оксид фосфору (V)	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
	З металом	Є окислювачем	3Mg + 2P → Mg 3 P 2
	З галогенами та неметалами	Не реагує із воднем	2P + 3S → P 2 S 3
			8Р + 12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 2
	З кислотами		2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
	З лугами		P 4 + 3NaOH + 3H 2 O → PH 3 + 3NaH 2 PO 2
		Займеться на повітрі	РН 3 + 2O 2 → H 3 PO 4
	З галогенами та неметалами		РН 3 + 2I 2 + 2H 2 O → H(PH 2 O 2) + 4HI
	З кислотами	Виявляє властивості відновника	РН 3 + 3H 2 SO 4 → H 2 (PHO 2) + 3SO 2 + 3H 2 O
	З металами	З активними металами	2H 3 PO 4 + 3 Ca → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2
		Зазнає дисоціації	H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H2PO 4 –
	З лугами	Утворює кислі чи лужні фосфати	H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
	З 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
	З аміаком		H 3 PO 4 + 3NH 3 → (NH 4) 3 PO 4
	З галогенами та неметалами		2P 2 O 3 + 6Cl 2 → 4PCl 3 O + O 2; 2P 2 O 3 + 9S → P 4 S 6 + 3SO 2
		Повільно реагує з холодною водою та швидко – з гарячою	P 2 O 3 + 3H 2 O → 2H 3 PO 3
	З лугами		P 2 O 3 + 4NaOH → 2Na 2 HPO 3 + H 2 O
		Реагує із вибухом	2P 2 O 5 + 6H 2 O → 4H 3 PO 4
	З кислотами	Реакція заміщення	4HNO 3 + 2P 2 O 5 → 4HPO 3 + 2N 2 O 5
		Утворюють гідроксиди металів та фосфін.	Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
	З кислотами	Реакція заміщення	Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

При нагріванні оксид фосфору розпадається. Причому P2O3 утворює червоний фосфор, а P2O5 - оксид фосфору (III) і кисень.

Мал. 3. Червоний фосфор.

Використання

Широке застосування мають сполуки фосфору:

• з фосфатів отримують добрива та миючі засоби;
• фосфорна кислота використовується для фарбування тканини;
• оксид фосфору (V) осушує рідини та гази.

Червоний фосфор використовується у виробництві сірників та вибухових речовин.

Що ми дізналися?

Фосфор - активний неметал, що реагує з простими та складними речовинами. В результаті реакцій утворює оксиди (III) та (V), фосфін, фосфорну кислоту та фосфіди. З'єднання фосфору вступають у реакцію з металами, неметалами, кислотами, лугами, водою. Фосфор та його сполуки використовуються у промисловості та сільському господарстві.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.8. Усього отримано оцінок: 88.

Фосфор та його сполуки

Вступ

Глава I. Фосфор як і як просте вещество

1.1. Фосфор у природі

1.2. Фізичні властивості

1.3. Хімічні властивості

1.4. Отримання

1.5. Застосування

Розділ II. З'єднання фосфору

2.1. Оксиди

2.2. Кислоти та їх солі

2.3. Фосфін

Розділ III. Фосфорні добрива

Висновок

бібліографічний список

Вступ

Фосфор (лат. Phosphorus) P – хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва атомний номер 15, атомна маса 30,973762 (4). Розглянемо будову атома фосфору. На зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору є п'ять електронів. Графічно це виглядає так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

У 1699 р. гамбурзький алхімік X. Бранд у пошуках «філософського каменю», нібито здатного перетворити неблагородні метали на золото, при випаровуванні сечі з вугіллям і піском виділив білу воскоподібну речовину, здатну світитися.

Назва «фосфор» походить від грец. "phos" - світло і "phoros" - несе. У Росії її термін «фосфор» запроваджено 1746 р. М.В. Ломоносовим.

До основних сполук фосфору відносять оксиди, кислоти та їх солі (фосфати, дигідрофосфати, гідрофосфати, фосфіди, фосфіти).

Дуже багато речовин, що містять фосфор, містяться у добривах. Такі добрива називають фосфорними.

ГлаваIФосфор як елемент і як проста речовина

1.1 Фосфор у природі

Фосфор належить до поширених елементів. Загальний зміст земної корискладає близько 0,08%. Внаслідок легкої окислюваності фосфор у природі зустрічається лише у вигляді сполук. Головними мінералами фосфору є фосфорити та апатити, з останніх найбільш поширений фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфорити широко поширені на Уралі, Поволжі, Сибіру, ​​Казахстані, Естонії, Білорусі. Найбільші поклади апатитів знаходяться на Кольському півострові.

Фосфор – необхідний елемент живих організмів. Він присутній у кістках, м'язах, у мозковій тканині та нервах. З фосфору побудовано молекули АТФ – аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ – збирач та носій енергії). В організмі дорослої людини міститься в середньому близько 4,5 кг фосфору, переважно у поєднанні з кальцієм.

Фосфор міститься також у рослинах.

Природний фосфор складається лише з одного стабільного ізотопу 31 Р. У наші дні відомі шість радіоактивних ізотопів фосфору.

1.2 Фізичні властивості

Фосфор має кілька алотропних модифікацій – білий, червоний, чорний, коричневий, фіолетовий фосфор та ін Перші три з названих найбільш вивчені.

Білий фосфор– безбарвна, з жовтуватим відтінком кристалічна речовина, що світиться у темряві. Його густина 1,83 г/см 3 . Не розчиняється у воді, добре розчиняється у сірковуглецю. Має характерний часниковий запах. Температура плавлення 44°С, температура займання 40°С. Щоб захистити білий фосфор від окислення, його зберігають під водою у темряві (на світлі йде перетворення на червоний фосфор). На холоді білий фосфор тендітний, при температурах вище 15°С стає м'яким і ріжеться ножем.

Молекули білого фосфору мають кристалічну решітку, у вузлах якої знаходяться молекули Р ​​4 мають форму тетраедра.

Кожен атом фосфору пов'язаний трьома зв'язками з іншими трьома атомами.

Білий фосфор отруйний і дає опіки, що важко загоюються.

Червоний фосфор– порошкоподібна речовина темно-червоного кольору без запаху, у воді та сірковуглецю не розчиняється, не світиться. Температура займання 260°З щільність 2,3 г/см 3 . Червоний фосфор є сумішшю декількох алотропних модифікацій, що відрізняються кольором (від червоного до фіолетового). Властивості червоного фосфору залежить від умов його отримання. Чи не отруйний.

Чорний фосфорпо зовнішньому виглядусхожий на графіт, жирний на дотик, має напівпровідникові властивості. Щільність 2,7 г/см3.

Червоний і чорний фосфори мають атомні кристалічні грати.

1.3 Хімічні характеристики

Фосфор – неметал. У сполуках він зазвичай виявляє ступінь окиснення +5, рідше – +3 та –3 (тільки у фосфідах).

Реакції з білим фосфором ідуть легше, ніж із червоним.

I. Взаємодія із простими речовинами.

1. Взаємодія з галогенами:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфору (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфору (V)).

2. Взаємодія з нематалами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфід фосфору (III).

3. Взаємодія з металами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфід кальцію).

4. Взаємодія з киснем:

4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфору (V), фосфорний ангідрид).

ІІ. Взаємодія із складними речовинами.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

1.4 Отримання

Фосфор отримують з подрібнених фосфоритів і апатитів, останні змішуються з вугіллям і піском і прожарюються в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

Фосфор виділяється у вигляді пари, що конденсуються в приймачі під водою, при цьому утворюється білий фосфор.

При нагріванні до 250-300 ° С без доступу повітря білий фосфор перетворюється на червоний.

Чорний фосфор виходить при тривалому нагріванні білого фосфору при дуже великому тиску (200 ° С і 1200 МПа).

1.5 Застосування

Червоний фосфор застосовується для виготовлення сірників (див. малюнок). Він входить до складу суміші, що наноситься на бічну поверхню сірникової коробки. Основним компонентом складу головки сірника є бертолетова сіль KClO 3 . Від тертя головки сірника про намазування коробки частинки фосфору на повітрі спалахують. В результаті реакції окислення фосфору виділяється тепло, що веде до розкладання бертолетової солі.

KCl +.

Кисень, що утворюється, сприяє запаленню головки сірника.

Фосфор використовують у металургії. Він застосовується для отримання провідників та входить до складу деяких металевих матеріалів, наприклад, олов'яних бронз.

Також фосфор використовують при виробництві фосфорної кислоти та отрутохімікатів (дихлофос, хлорофос та ін.).

Білий фосфор використовують для створення димових завіс, оскільки при горінні утворюється білий дим.

ГлаваII. З'єднання фосфору

2.1 Оксиди

Фосфор утворює декілька оксидів. Найважливішими є оксид фосфору (V) P 4 O 10 і оксид фосфору (III) P 4 O 6 . Часто їх формули пишуть у спрощеному вигляді – P2O5 та P2O3. У структурі цих оксидів зберігається тетраедричний розташування атомів фосфору.

Оксид фосфору(III) P 4 O 6 – воскоподібна кристалічна маса, що плавиться при 22,5°С і перетворюється при цьому на безбарвну рідину. Отруйний.

При розчиненні у холодній воді утворює фосфористу кислоту:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,

а при реакції з лугами відповідні солі (фосфіти).

Сильний відновник. При взаємодії з киснем окислюється до Р 4 10 .

Оксид фосфору (III) виходить окисленням білого фосфору за нестачі кисню.

Оксид фосфору(V) P 4 O 10 – білий кристалічний порошок. Температура сублімації 36°С. Має кілька модифікацій, одна з яких (так звана летюча) має склад Р4О10. Кристалічна решіткацієї модифікації складається з молекул Р 4 Про 10 пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними силами, що легко розриваються при нагріванні. Звідси й леткість цього різновиду. Інші модифікації полімерні. Вони утворені нескінченними шарами тетраедрів РО4.

При взаємодії Р4О10 з водою утворюється фосфорна кислота:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .

Будучи кислотним оксидом, Р 4 10 вступає в реакції з основними оксидами і гідроксидами.

Утворюється при високотемпературному окисненні фосфору надлишку кисню (сухого повітря).

Завдяки винятковій гігроскопічності оксид фосфору (V) використовується в лабораторній та промисловій техніці як осушуючий і дегідратуючий засіб. За своєю дії, що осушує, він перевершує всі інші речовини. Від безводної хлорної кислоти забирає хімічно зв'язану воду з утворенням її ангідриду:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

2.2 Кислоти та їх солі

а) Фосфориста кислота H 3 PO 3 . Безводна фосфориста кислота Н 3 РО 3 утворює кристали щільністю 1,65 г/см 3 плавляться при 74°С.

Структурна формула:

.

При нагріванні безводної Н 3 РО 3 відбувається реакція диспропорціонування (самоокислення-відновлення):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4 .

Солі фосфористої кислоти фосфіти. Наприклад, K 3 PO 3 (фосфіт калію) або Mg 3 (PO 3) 2 (фосфіт магнію).

Фосфористу кислоту Н 3 РО 3 одержують розчиненням у воді оксиду фосфору (III) або гідролізом хлориду фосфору (III) РCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорна кислота (ортофосфатна кислота) H 3 PO 4 .

Безводна фосфорна кислота є світлими прозорими кристалами, що при кімнатній температурі розпливаються на повітрі. Температура плавлення 42,35 °С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-яких концентрацій.

2.39 г/см³ Термічні властивості Т. плав. 420 про С(Н-форма),569 (О-форма) Т. кіп. виганяється при 359 (Н-форма) °C Ентальпія освіти -3010,1 кДж/моль Хімічні властивості Розчинність у воді реагує Класифікація Реєстр. номер CAS (P 2 O 5)
(P 4 O 10) Наводяться дані для стандартних умов (25 °C, 100 кПа), якщо не вказано інше.

Пентаоксід фосфору, також оксид фосфору(V) (фосфорний ангідрид, п'ятиокис фосфору) - неорганічна хімічна сполука класу кислотних оксидів з формулами P 4 O 10 і P 2 O 5 .

Будова

Пари оксиду фосфору(V) мають склад P 4 O 10 . Твердий оксид схильний до поліморфізму. Існує в аморфному склоподібному стані та кристалічному. Для кристалічного стану відомі дві метастабільні модифікації пентаоксиду фосфору - гексагональна Н-форма (а = 0,744 нм, = 87°, просторів, гр. R3С) та орторомбічна О-форма (а = 0,923 нм, b = 0,718 нм, с = 0 , просторів, гр. Рпат), а також одна стабільна орторомбічна О-форма (а = 1,63 нм, b = 0,814 нм, з = 0,526 нм, прост. гр. Fdd2). Молекули P 4 O 10 (Н-форма) побудовані з 4 груп PO 4 у вигляді тетраедра, вершини якого займають атоми фосфору, 6 атомів кисню розташовуються вздовж ребер, а 4 по осі третього порядку тетраедра. Ця модифікація легко виганяється (360 ° С) і активно взаємодіє з водою. Інші модифікації мають шарувату полімерну структуру з тетраедрів PO 4 об'єднані в 10-члені (О-форма) і 6-члені (О"-форма) кільця. високу температурусублімації (~580°С) і менш хімічно активні. H-форма перетворюється на О-форму при 300-360 про C.

Властивості

P 4 O 10 дуже активно взаємодіє з водою (H-форма поглинає воду навіть із вибухом), утворюючи суміші фосфорних кислот, склад яких залежить від кількості води та інших умов:

$\backslash mathsf(P\_4O\_(10)\; +\; 6H\_2O\; \backslash rightarrow\; 4H\_3PO\_4)$

При сильному нагріванні розпадається на:

$\backslash mathsf(P\_4O\_(10)\; \backslash rightarrow\; P\_4O\_6\; +\; 2O\_2)$

Він також здатний витягувати воду з інших сполук, являючи собою сильний дегідратуючий засіб:

$\backslash mathsf(4HNO\_3\; +\; P\_4O\_(10)\; \backslash rightarrow\; 4HPO\_3\; +\; 2N\_2O\_5)$ $\backslash mathsf(4HClO\_4\; +\; P\_4O\_(10)\; \backslash rightarrow\; (HPO\_3)\_4\; +\; 2Cl\_2O\_7)$

Оксид фосфору(V) широко застосовується в органічному синтезі. Він реагує з амідами, перетворюючи їх на нітрили:

$\backslash mathsf(P\_4O\_(10)\; +\; RCONH\_2\; \backslash rightarrow\; P\_4O\_9(OH)\_2\; +\; RCN)$ $\backslash mathsf(P\_4O\_(10)\; +\; 12RCOOH\; \backslash rightarrow\; 4H\_3PO\_4\; +\; 6(RCO)\_2O)$

Оксид фосфору(V) також взаємодіє зі спиртами, ефірами, фенолами та іншими органічними сполуками. При цьому відбувається розрив зв'язків P-О-Pта утворюються фосфорорганічні сполуки. Реагує з NH 3 і галогеноводородами , утворюючи фосфати амонію і оксигалогеніди фосфору:

$\backslash mathsf(P\_4O\_(10)\; +\; 8PCl\_3\; +\; O\_2\; \backslash rightarrow\; 12POCl\_3)$

Напишіть відгук про статтю "Оксид фосфору(V)"

Література

• Ахметов Н. С. «Загальна та неорганічна хімія» М.: Вища школа, 2001
• Ремі Р. «Курс неорганічної хімії» М: Іноземна література, 1963
• Ф. Коттон, Дж. Вілкінсон «Сучасна неорганічна хімія» М.: Світ, 1969
• Зефіров Н.С. та ін.т.5 Три-Ятр // Хімічна енциклопедія. – М.: Велика Російська Енциклопедія, 1998. – 783 с. - ISBN 5-85270-310-9.

Уривок, що характеризує оксид фосфору(V)

— Що йому, біса, робиться меренина здоровенна, — говорили про нього.
Одного разу француз, якого брав Тихін, вистрілив у нього з пістолета і влучив йому в м'якоть спини. Рана ця, від якої Тихін лікувався тільки горілкою, внутрішньо і зовнішньо, була предметом найвеселіших жартів у всьому загоні та жартів, яким охоче піддавався Тихін.
- Що, брате, не будеш? Алі скрючило? - Сміялися йому козаки, і Тихін, навмисне скорчившись і роблячи пики, вдаючи, що він сердиться, найсмішнішими лайками лаяв французів. Цей випадок мав на Тихона тільки той вплив, що після своєї рани він рідко приводив полонених.
Тихін був найкорисніший і хоробрий чоловік у партії. Ніхто більше його не відкрив випадків нападу, ніхто більше його не забрав і не побив французів; і внаслідок цього він був блазень усіх козаків, гусарів і сам охоче піддавався цьому чину. Тепер Тихін був посланий Денисовим, у ніч ще, в Шамшеве для того, щоб узяти язика. Але, або тому, що він не задовольнився одним французом, або тому, що він проспав ніч, він удень заліз у кущі, у саму середину французів і, як бачив з Денисової гори, був відкритий ними.

Поговоривши ще кілька часу з есаулом про завтрашній напад, який тепер, дивлячись на близькість французів, Денисов, здавалося, остаточно вирішив, він повернув коня і поїхав назад.
- Ну, бг"ат, тепег"ь поїдемо обсушимося, - сказав він Пете.
Під'їжджаючи до лісової варти, Денисов зупинився, вдивляючись у ліс. По лісі, між деревами, великими легкими кроками йшов на довгих ногах, з довгими руками, що моталися, людина в куртці, лаптях і казанському капелюсі, з рушницею через плече і сокирою за поясом. Побачивши Денисова, людина ця поспіхом шпурнула щось у кущ і, знявши з відвислими полями мокрий капелюх, підійшла до начальника. То був Тихін. Обрите віспою та зморшками обличчя його з маленькими вузькими очима сяяло самозадоволеними веселощами. Він, високо піднявши голову і ніби утримуючись від сміху, дивився на Денисова.
– Ну де п'опадав? – сказав Денисов.
- Де пропадав? За французами ходив, – сміливо й поспішно відповідав Тихін хрипким, але співучим басом.
– Навіщо ж ти вдень поліз? Скотина! Ну що ж, не взяв?
- Взяти щось узяв, - сказав Тихін.
– Де ж він?
— Та я його спершу взяв спочатку на зорі ще, — вів далі Тихін, переставляючи ширше плоскі, вивернуті в ногах ноги, — та й звів у ліс. Бачу, не ладний. Думаю, дай схожу, іншого акуратніше якого візьму.
– Бач, шельма, так і є, – сказав Денисов есаулові. - Навіщо ж ти цього не мав?
– Та що ж його водити те, – сердито й поспішно перебив Тихін, – не вартий. Хіба я не знаю яких вам треба?
– Ека бістя!.. Ну?..
- Пішов за іншим, - продовжував Тихін, - підполоз я таким чином до лісу, та й ліг. - Тихін несподівано і гнучко ліг на черево, уявляючи, як він це зробив. - Один і навернися, - вів далі він. – Я його таким чином і зграб. - Тихін швидко, легко схопився. - Ходімо, кажу, до полковника. Як заворушиться. А їх тут четверо. Кинулися на мене зі шпажками. Я на них такою манерою сокирою: що ви, мовляв, Христос з вами!
- То ми з гори бачили, як ти стрічка задавав через калюжі, - сказав есаул, звужуючи свої блискучі очі.
Пете дуже хотілося сміятися, але він бачив, що всі утримувалися від сміху. Він швидко переводив очі з обличчя Тихона на обличчя есаула і Денисова, не розуміючи, що це означало.
- Ти дуг"ака то не уявляй, - сказав Денисов, сердито покашливая. - Навіщо пег"вого не пг"ів?
Тихін почав чухати однією рукою спину, іншою голову, і раптом вся пика його розтяглася в сяючу дурну усмішку, що відкрила нестачу зуба (за що він і прозваний Щербатий). Денисов усміхнувся, і Петя залився веселим сміхом, до якого приєднався і сам Тихін.
- Та що, зовсім несправний, - сказав Тихін. - Одежонка погана на ньому, куди ж його водити те. Та й грубіян, ваше благородіє. Як же, каже, я сам анаральський син, не піду, каже.
- Яка худоба! – сказав Денисов. – Мені розпитати треба…
– Та я його питав, – сказав Тихін. - Він каже: погано знайомим. Наших, каже, і багато, та всі погані; тільки, каже, одна назва. Ахнете, каже, гарненько, всіх заберете!
- Ось я ті всиплю сотню гог'ячих, ти і будеш дуг'ака то ког'чити, - сказав Денисов суворо.

Р 2 Про 3 - оксид фосфору (III)

При звичайній температурі- біла воскоподібна маса з т. пл. 23,5"С. Дуже легко випаровується, має неприємний запах, дуже отруйний. Існує у вигляді димерів Р 4 Про 6 .

Спосіб отримання

Р 2 Про 3 утворюється при повільному окисленні фосфору або при його горінні в нестачі кисню:

4Р + 3О 2 = 2Р 2 О 3

Хімічні властивості

Р 2 Про 3 - кислотний оксид

Як кислотний оксид при взаємодії з водою утворює фосфористу кислоту:

Р 2 Про 3 + ДТ 2 Про =2H 3 PO 3

Але при розчиненні в гарячій воді відбувається дуже бурхлива реакція диспропорціонування Р2О3:

2Р 2 Про 3 + 6Н 2 О = РН 3 + ЗH 3 PO 4

Взаємодія Р 2 Про 3 з лугами призводить до утворення солей фосфористої кислоти:

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + Н 2 О

Р 2 Про 3 – дуже сильний відновник

1. Окислення киснем повітря:

Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5

2. Окислення галогенами:

Р 2 Про 3 + 2Cl 2 + 5Н 2 О = 4HCl + 2H 3 PO 4

Р 2 Про 5 - оксид фосфору (V)

При звичайній температурі - біла снігоподібна маса, що не має запаху, існує у вигляді димерів Р 4 Про 10 . При зіткненні з повітрям розпливається сиропоподібну рідину (НРO 3). Р 2 Про 5 - найефективніший осушуючий засіб та водовіднімний агент. Застосовується для осушення нелетких речовин та газів.

Спосіб отримання

Фосфорний ангідрид утворюється в результаті спалювання фосфору в надлишку повітря:

4Р + 5О 2 = 2Р 2 Про 5

Хімічні властивості

Р 2 Про 5 - типовий кислотний оксид

Як кислотний оксид Р 2 Про 5 взаємодіє:

а) з водою, утворюючи у своїй різні кислоти

Р 2 Про 5 + Н 2 О = 2HPO 3 метафосфорна

Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 пірофосфорія (дифосфорна)

Р 2 О 5 + ДТ 2 О = 2H 3 PO 4 ортофосфорна

б) з основними оксидами, утворюючи фосфати Р 2 О 5 + ЗВАО = Ва 3 (PO 4) 2

Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ДТ 2 О

Р 2 Про 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О

Р 2 Про 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Р 2 Про 5 - водовіднімний агент

Фосфорний ангідрид забирає в інших речовин не лише гігроскопічну вологу, а й хімічно зв'язану воду. Він здатний навіть дегідратувати оксокислоти:

Р 2 Про 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 Про 5

Р 2 Про 5 + 2НСlО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 Про 7

Це використовується для отримання ангідридів кислот.

Фосфорні кислоти

Фосфор утворює тільки 2 стійкі оксиди, але велика кількість кислот, в яких він знаходиться в ступенях окислення +5, +4, +3, +1. Будова найбільш відомих кислот виражається такими формулами

Як очевидно з цих формул, фосфор завжди утворює п'ять ковалентних зв'язків, тобто. має валентність, рівну V. У той же час ступеня окиснення фосфору та основність кислот різняться.

Найбільше практичне значеннямають ортофосфорна (фосфорна) та ортофосфориста (фосфориста) кислоти.

H 3 PO 4 - фосфориста кислота

Важлива особливість фосфористої кислоти обумовлена ​​будовою молекул. Один із 3-х атомів водню пов'язаний безпосередньо з атомом фосфору, тому не здатний до заміщення атомами металу, внаслідок чого ця кислота є двоосновною. Формулу фосфористої кислоти записують з урахуванням цього факту так: Н 2 [НРО 3 ]

Є слабкою кислотою.

Способи отримання

1. Розчинення Р2О3 у воді (див. вище).

2. Гідроліз галогенідів фосфору (III): PCl 3 + ЗН 2 О = Н 2 [НРО 3] + 3HCl

3. Окислення білого фосфору хлором: 2Р + 3Cl 2 + 6Н 2 О = 2Н 2 [НРО 3] + 6HCl

Фізичні властивості

За нормальної температури H 3 PO 3 - безбарвні кристали з т. пл. 74°С, добре розчиняються у воді.

Хімічні властивості

Кислотні функції

Фосфориста кислота виявляє всі властивості, характерні для класу кислот: взаємодіє з металами із виділенням Н 2 ; з оксидами металів та з лугами. При цьому утворюються одно- та двозаміщені фосфіти, наприклад:

Н 2 [НРО 3 ] + NaOH = NaH + Н 2 О

Н 2 [НРО 3 ] + 2NaOH = Na 2 + 2Н 2 О

Відновлювальні властивості

Кислота та її солі – дуже сильні відновники; вони вступають в окислювально-відновні реакції як з сильними окислювачами (галогени, H 2 SО 4 конц., До 2 Сr 2 O 2), так і досить слабкими (наприклад, відновлюють Au, Ag, Pt, Pd з розчинів їх солей) . Фосфориста кислота при цьому перетворюється на фосфорну.

Приклади реакцій:

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 нагріванні у воді Н 3 Р 3 окислюється до H 3 PO 4 з виділенням водню:

H 3 PO 3 + Н 2 О = H 3 PO 4 + Н 2

Відновлювальні властивості

Реакція диспропорціонування

При нагріванні безводної кислоти відбувається диспропорціонування: 4Н 3 Р 3 = ЗН 3 Р 4 + РН 3

Фосфіти – солі фосфористої кислоти

Двоосновна фосфориста кислота утворює два типи солей:

а) однозаміщені фосфіти (кислі солі), у молекулах яких атоми металів пов'язані з аніонами Н2Р03.

Приклади: NaH 2 PO 3 Са (H 2 PO 3)

б) двозаміщені фосфіти (середні солі), у молекулах яких атоми металів пов'язані з 2-1 аніонами HPO 3 .

Приклади: Na 2 HPO 3 , СаHPO 3 .

Більшість фосфітів погано розчиняються у воді, добре розчиняються тільки фосфіти лужних металів і кальцію.

Н 3 РO 4 - ортофосфорна кислота

3-основна кислота середньої сили. Дисоціація протікає в основному по 1-му ступеню:

Н 3 Р 4 → Н + + Н 2 Р 4 -

По 2-му та 3-му ступеням дисоціація протікає в мізерно малому ступені:

Н 2 РO 4 - → Н + + НРO 4 2-

НРO 4 2- → Н + + РO 4 3-

Фізичні властивості

При звичайній температурі безводна Н 3 РO 4 є прозорою кристалічною речовиною, дуже гігроскопічною і легкоплавкою (т. пл. 42 ° С) Змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.

Способи отримання

Вихідною сировиною для промислового одержання Н 3 РO 4 служить природний фосфат Са 3 (РO 4) 2:

I. 3-стадійний синтез:

Са 3 (РO 4) 2 → Р → Р 2 O 5 → Н 3 РO 4

ІІ. Обмінне розкладання фосфориту сірчаною кислотою

Са 3 (РO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2Н 3 РO 4 + 3CaSO 4 ↓

Отримана за цим способом кислота забруднена сульфатом кальцію.

ІІІ. Окислення фосфору азотною кислотою (лабораторний спосіб):

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO

Хімічні властивості

Н 3 РO 4 виявляє всі загальні властивості кислот - взаємодіє з активними металами, з основними оксидами та основами, утворює солі амонію.

Кислотні функції

Приклади реакцій:

2Н 3 РO 4 + 6Na = 2Na 3 РO 4 + 3H2t

2Н 3 РO 4 + ЗСаО = Са 3 (РO 4) 2 + ДН 2 О

в) з лугами, утворюючи середні та кислі солі

Н 3 Р0 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + ДТ 2 О

Н 3 РO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2Н 2 О

Н 3 Р 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

На відміну від аніону NO 3 - в азотній кислоті, аніон РO 4 3 - окислюючим дією не має.

Якісна реакція на аніон РO 4 3-

Реактивом для виявлення аніонів РO 4 3- (а також НРO 4 2- , Н 2 РO 4 -) є розчин AgNO 3 при додаванні якого утворюється нерозчинний жовтий фосфат срібла:

ЗАg + + РO 4 3- = Аg 3 РO 4 ↓

Утворення складних ефірів

Складні ефіри нуклеозидів та фосфорної кислоти є структурними фрагментами природних біополімерів – нуклеїнових кислот.

Фосфатні групи входять також до складу ферментів та вітамінів.

фосфати. Фосфорні добрива.

Н 3 РO 4 як 3-основна кислота утворює 3 типи солей, які мають велике практичне значення.

Розчинні солі фосфорної кислоти у водних розчинах зазнають гідролізу.

Фосфати та гідрофосфати кальцію та амонію використовуються як фосфорні добрива.

1. Фосфоритне борошно – тонкоподрібнений природний фосфат кальцію Са 3 (РO 4) 2

2. Простий суперфосфат - Са 3 (РO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Са(Н 2 РO 4) 2 + 2CaSO 4

3. Подвійний суперфосфат - Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = ЗСа (Н 2 Р0 4) 2

4. Преципітат - Са(ОН) 2 + Н 3 Р 4 = СаНР 4 + 2Н 2 О

5. Амофос - NH 3 + Н 3 Р 4 = NH 4 Н 2 Р 4 ;

2NH 3 + Н 3 РO 4 = (NH 4) 2 HРO 4

6. Амофоска – Амофос + KNO 3