ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Оксиды фосфора

Р₂О₃ - 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 Р₄О₆.

Способ получения

Р₂О₃ образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Химические свойства

Р₂О₃ - кислотный оксид

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

2Р₂О₃ + 6Н₂О = РН₃ + ЗH₃PO₄

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + Н₂О

Р₂О₃ - очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅

2. Окисление галогенами:

Р₂О₃ + 2Cl₂ + 5Н₂О = 4HCl + 2H₃PO₄

Р₂О₅ - оксид фосфора (V)

При обычной температуре - белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р₄О₁₀. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ - 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 + 5О₂ = 2Р₂О₅

Химические свойства

Р₂О₅ - типичный кислотный оксид

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р₂О₅ + Н₂О = 2HPO₃ метафосфорная

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфориая (дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄ ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р₂О₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

Р₂О₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + Н₂О

Р₂О₅ + 2NaOH = 2NaH₂PO₄ + Н₂О

Р₂О₅ - водоотнимающий агент

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р₂О₅ + 2HNО₃ = 2HPO₃ + N₂О₅

Р₂О₅ + 2НСlО₄ = 2HPO₃ + Сl₂О₇

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.

H₃PO₄ - 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: Н₂[НРО₃]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р₂О₃ в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl₃ + ЗН₂О = Н₂[НРО₃] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2Н₂[НРО₃] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H₃PO₃ - 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 Н₂; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно - и двухзамещенные фосфиты, например:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

Восстановительные свойства

Кислота и ее соли - очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H₂SО₄ конц., К₂Сr₂O₂), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H₃PO₃ + 2AgNO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + 2Ag↓ + 2HNO₃

H₃PO₃ + Cl₂ + Н₂О = H₃PO₄ + 2HCl

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

H₃PO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + Н₂

Восстановительные свойства

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н₃РO₃ = ЗН₃РO₄ + РН₃

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: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

Примеры: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н₃РO₄ - ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н₃РO₄ → Н⁺ + Н₂РO₄^-

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Н₂РO₄^- → Н⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ 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 Н₃РO₄ служит природный фосфат Са₃(РO₄)₂:

I. 3-стадийный синтез:

Са₃(РO₄)₂ → Р → Р₂O₅ → Н₃РO₄

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO₃ + 2Н₂О = ЗН₃РO₄ + 5NO↑

Химические свойства

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот - взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Кислотные функции

Примеры реакций:

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3H2t

2Н₃РO₄ + ЗСаО = Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + ЗН₂О

Н₃РO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О

Н₃РO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О

Н₃РO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃РO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂HPO₄

В отличие от аниона NO₃^- в азотной кислоте, анион РO₄^3- окисляющим действием не обладает.

Качественная реакция на анион РO₄^3-

Реактивом для обнаружения анионов РO₄^3- (а также НРO₄^2- , Н₂РO₄^-) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg⁺ + РO₄^3- = Аg₃РO₄↓

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.

Н₃РO₄ 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 Са₃(РO₄)₂

2. Простой суперфосфат - Са₃(РO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Са(Н₂РO₄)₂ + 2CaSO₄

3. Двойной суперфосфат - Са₃(РO₄)₂ + 4Н₃РO₄ = ЗСа(Н₂РO₄)₂

4. Преципитат - Са(ОН)₂ + Н₃РO₄ = СаНРO₄ + 2Н₂О

5. Аммофос - NH₃ + Н₃РO₄ = NH₄Н₂РO₄;

2NH₃ + Н₃РO₄ = (NH₄)₂HРO₄

6. Аммофоска - Аммофос + KNO₃