Соединения фосфора. Кислородные соединения фосфора
Фосфор - элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.
Шкала степеней окисления фосфора:
Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.
В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.
Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.
Аллотропные модификации фосфора
Красный и белый фосфор Р
. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор
Р 4 и красный фосфор
P n . В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).
Красный фосфор состоит из полимерных молекул P n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.
Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.
Белый фосфор состоит из молекул Р 4 . Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.
Применяется в производстве Н 3 Р0 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфора:
Получение в промышленности фосфора
— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
Ca 3 (PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)
Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.
Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (P n) может быть различной.
Соединения фосфора
Фосфин РН 3 . Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н) 3 ] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО 3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфина:
Получение фосфина в лаборатории :
СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
Оксид фосфора (V) P 2 O 5 . Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р 4 О 10 со строением из четырех тетраэдров , связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P 2 O 5 . Существует также стеклообразный полимер (Р 2 0 5) п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.
Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:
Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.
Ортофосфорная кислота Н 3 Р0 4 . Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P 2 O 5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН) 3 ] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н 2 0). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.
Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:
Получение фосфорной кислоты в промышленности:
кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4
Ортофосфат натрия Na 3 PO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.
Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион РО 4 3-
— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).
Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:
Получение: полная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия или по реакции:
Гидроортофосфат натрия Na 2 HPO 4 . Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н 3 Р0 4 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион НРО 4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : неполная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O
Дигидроортофосфат натрия NaH 2 PO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Н 2 Р0 4 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).
Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация H 3 PО 4 едким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O
Ортофосфат кальция Са 3(PO 4)2 — Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).
Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.
Уравнения важнейших реакций:
Фосфорные удобрения
Смесь Са(Н 2 Р0 4) 2 и CaS0 4 называется простым суперфосфатом , Са(Н 2 Р0 4) 2 с примесью СаНР0 4 — двойным суперфосфатом , они легко усваиваются растениями при подкормке.
Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .
Хлорид фосфора (V) PCI5 . Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P 2 Cl 10 с ионным строением РСl 4 +[РСl 6 ] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: хлорирование фосфора.
Фосфин-бесцветный газ с характерным рыбным запахом. Он очень ядовит. Для получения фосфина в лабораторных условиях кипятят белый фосфор в концентрированном водном растворе гидроксида натрия:
Фосфин, получаемый таким способом, может самопроизвольно возгораться из-за присутствия в нем неустойчивого дифосфина
Молекула фосфина имеет пирамидальную форму подобно молекуле аммиака, хотя с другими углами между связями.
Основность фосфина меньше, чем у аммиака, и в отличие от аммиака фосфин очень плохо растворяется в воде. Это объясняется меньшей электроотрицательностью фосфора по сравнению с азотом, в связи с чем фосфор не образует водородных связей с водой. Отсутствие в жидком фосфине водродных связей приводит к тому, что фосфин имеет более низкую температуру кипения, чем аммиак, несмотря на то что его относительная молекулярная масса выше.
Хлориды фосфора
Фосфор образует два хлорида: трихлорид фосфора и пентахлорид фосфора
Трихлорид фосфора получают, пропуская хлор над поверхностью белого фосфора. При этом фосфор горит бледно-зеленым пламенем, а образующийся хлорид фосфора конденсируется в виде бесцветной жидкости.
Трихлорид фосфора гидролизуется водой с образованием фосфористой кислоты и хлороводорода:
Трихлорид фосфора используется в органической химии в качестве хлорирующего реагента.
Пентахлорид фосфора можно получить в лабораторных условиях с помощью реакции хлора и трихлорида фосфора, проводимой при температуре около Эта реакция обратима:
Пентахлорид фосфора представляет собой бледно-желтое кристаллическое вещество, состоящее из тетраэдрических ионов и октаэдрических ионов . В газообразном состоянии состоит из ковалентных молекул имеющих бипирамидальную форму.
При нагревании пентахлорид фосфора диссоциирует на трихлорид фосфора и хлор.
Пентахлорид фосфора бурно реагирует с водой, образуя кислоту. Эта реакция описывается следующим суммарным уравнением:
Пентахлорид фосфора тоже используется как хлорирующий реагент.
Оксиды фосфора
Оксид представляет собой белое твердое вещество; он образуется при сгорании белого фосфора в условиях ограниченного доступа воздуха. Если же белый фосфор сгорает в избыточном количестве воздуха, образуется другое белое вещество оксид
Чтобы предотвратить самопроизвольное протекание этих реакций, белый фосфор хранят под слоем воды. Оксид при нагревании реагирует с кислородом, образуя оксид
Оксиды обладают кислотными свойствами и лег» реагируют с водой, образуя фосфористую либо кислоты соответствен но:
Поэтому оба этих оксида необходимо хранить в герметичных сосудах. высокого сродства к воде оксид иногда используют в качестве осушающей средства.
Кислоты фосфора и их соли
Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Некоторые и: них мономерны, например фосфиновая, фосфористая и кислоты. Кислоты фосфора могут быть одноосновными (однопротонными) либс многоосновными (многопротонными). Кроме того, фосфор образует еще полимерньк оксокислоты. Такие кислоты могут иметь ациклическое либо циклическое строение, Например, кислота представляет собой димернук оксокислоту фосфора.
Наиболее важной из всех этих кислот является кислота (другое ее название - ортофосфорная кислота). При нормальных условиях она представляет собой белое кристаллическое вещество, расплывающееся при поглощении влаги из воздуха. Ее -ный водный раствор называют «сиропообразной фосфорной кислотой». кислота является слабой трехосновной кислотой:
Трех- и двузамещенные соли кислоты, как правило, нерастворимы в воде, исключение составляют лишь соли щелочных металлов и аммония. Соли, содержащие -ион, обладают большей растворимостью. Например, фосфат кальция содержащийся в фосфорной руде, нерастворим, а дигидрофосфат кальция растворим. Последний используется как составная часть фосфатного удобрения суперфосфата (см. гл. 13).
Фосфиновая кислота
Фосфоновая кислота
Фосфорная{ V) (ортофосфорная) кислота
Дифосфорная(V) (пирофосфорная) кислота
Фосфорную(V) кислоту в промышленных условиях получают нагреванием смеси фосфорной руды с концентрированной серной кислотой либо растворением оксида фосфора(V) в воде (см. выше).
Итак, повторим еще раз!
1. При перемещении к нижней части V группы неметаллические свойства элементов сменяются металлическими.
2. Фосфор существует в трех аллотропных формах.
3. Азот и фосфор существуют в своих соединениях в состояниях окисления от -3 до +5.
4. Процесс превращения атмосферного азота в форму, усвояемую растениями и животными, называется связыванием (фиксацией) азота. Этот процесс является составной частью круговорота азота в природе.
5. Промышленное получение азота основано на сжижении воздуха и его последующей фракционной перегонке.
6. Фосфор необходим животным для построения костных тканей и для обеспечения организма энергией в процессе дыхания (см. также ниже).
7. Фосфор входит в состав некоторых минералов, важнейшим из которых является апатит.
8. Апатит используется для получения фосфатных удобрений.
9. Аммиак представляет собой ковалентное соединение, молекулы которого имеют пирамидальную форму.
10. Аммиак обладает свойствами льюисова основания.
11. Растворы аммиака осаждают нерастворимые гидроксиды металлов из растворов солей этих металлов.
12. Аммиак обладает свойствами восстановителя.
13. Соли аммония при нагревании разлагаются.
14. Все шесть оксидов азота являются эндотермическими соединениями.
15. Тремя важнейшими оксидами азота являются: а) оксид диазота , б) моноксид азота NO, в) диоксид азота . Все они представляют собой простые молекулярные соединения, которые по их электронному строению можно рассматривать как резонансные гибриды. Например
16. Оксиды азота считаются первичными загрязнителями окружающей среды. В атмосфере они вступают в различные реакции, образуя вторичные загрязнители. Последние могут приводить к образованию фотохимического смога.
17. Азотная кислота является типичной сильной кислотой.
18. Азотная кислота используется в качестве нитрующего реагента в органической химии.
19. Неорганические нитраты при нагревании разлагаются.
20. Для промышленного получения азотной кислоты используется процесс Оствальда. Он состоит из трех стадий: 1) каталитическое окисление аммиака, 2) получение диоксида азота, 3) превращение диоксида азота в азотную кислоту.
21. Оба хлорида фосфора гидролизуются водой.
22. Оба оксида фосфора обладают кислотными свойствами.
23. Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Важнейшей из них является или ортофосфорная, кислота .
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
). Образующиеся отводят в орошаемые конденсаторы и затем собирают в приемнике с , под слоем которой расплавленный и накапливается.
Одним из применяемых для получения РН 3 методов является нагревание с крепким водным . идет, например, по уравнению:
8Р + ЗВа(ОН) 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + ЗВа(Н 2 РО 2) 3
HgCl 2 + H 3 PO 2 + H 2 O = H 3 PO 3 + Hg + 2HCl
Последний представляет собой белую, похожую на кристаллическую массу (т. пл. 24 °С, т. кип. 175 °С). Определения его приводят к удвоенной формуле (Р 4 О 6), которой отвечает показанная аа рис. 125 пространственная структуру.
Р 2 О 3 + ЗН 2 О = 2Н 3 РО 3
Как видно из приведенного сопоставления, наиболее богата орто–кислота, которую обычно называют просто фосфорной. При ее нагревании происходит отщепление , причем последовательно образуются пиро– и мета–формы:
2Н 3 РО 4 = Н 2 О + Н 4 Р 2 О 7
Н 4 Р 2 O 7 = Н 2 О+2НPO 3
ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РО 4 + 5NO
В производственном масштабе Н 3 РО 4 получают исходя из Р 2 О 5 , образующегося при сжигании (или его ) на , представляет собой бесцветные, расплывающиеся на (т. пл.42°С). Продается она обычно в виде 85%–ного водного , имеющего консистенцию густого сиропа. В отличие от других производных Н 3 РО 4 не ядовита. Окислительные свойства для нее вовсе не характерны.
NaH 2 PO 4 [первичныйфосфорнокислый ]
Na 2 HPO 4 [вторичный фосфорнокислый ]
Na 3 PO 4 [третичный фосфорнокислый ]
Са 3 (РО 4) 2 + 4 3 РО 4 = ЗСа(Н 2 РО 4) 2
Иногда вместо этого нейтрализуют НзРО 4 , причем осаждается т. н. (СаНРО 4 ·2Н 2 О), также являющийся хорошим . На многих почвах (имеющих кислый характер) довольно хорошо усваивается растениями непосредственно из тонко размолотого