Большая энциклопедия нефти и газа

Cтраница 1

Молекулы фосфора в парообразном состоянии со - стоят из четырех атомов. Образующиеся пары фосфора по реакции (1) конденсируют в приемнике под водой без доступа воздуха.  

Молекула фосфора входит в структуру пенопласта. Применяется для жестких и мягких пенопластов.  

Введение молекул фосфора в органические соединения, как правило, обусловливает повышение термостойкости последних. Однако многочисленными исследованиями установлено, что в гидролизный лигнин без предварительной активации не удается введение молекул фосфора. С, то получаются препараты, названные лифонитами. Лифонит представляет собой порошок коричневого цвета, растворимый в слабых водных растворах щелочей. Наибольшее содержание фосфора (до 5 %) отмечено в образцах лифонита, полученных обработкой нитролигнина хлорокисью фосфора в среде пиридина. Растворимость лифонитов, получаемых взаимодействием нитролигнина с хлорокисью фосфора, в значительной мере определяется средой, в которой производится фосфорирование лигнинов. Наилучшие результаты по растворимости и по качеству продукта получаются при применении четыреххлористого углерода. Дальнейшими исследованиями было установлено, что лифониты могут быть получены взаимодействием окисленных лигнинов с орто-и пирофосфатами натрия в водной среде. Отличительной чертой лифонита является высокая термостойкость.  

Геометрические формы молекул фосфора и азота аналогичны. Имеется важное исключение: фосфор может дать пять ст-связей, как например, в пентафенилфосфоре (С6Н5) 5Р и иметь форму тригональной бипирами-ды.  

Из скольких атомов состоит молекула парообразного фосфора.  

Из скольких атомов состоит молекула парообразного фосфора при этой температуре.  

Молекулы азота состоят из двух атомов N2, молекулы фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута при высоких температурах в парообразном состоянии состоят в основном из четырех атомов.  

Наоборот, уменьшение численного значения константы скорости реакции распада молекул фосфора приводит к тому, что время полной диссоциации увеличивается на два порядка. Это связано с большой скоростью распада молекул фосфора с образованием атомарных частиц и сохранением постоянства концентрации атомарного фосфора во всем интервале синтеза мононитрида фосфора.  

В жидком или растворенном состоянии, а также в парах молекулы фосфора четырехатомны.  

В жидком и растворенном состоянии, а также и в парах ниже 800 молекула фосфора состоит из 4 атомов.  

Следующий за азотом элемент пятой группы, фосфор, был открыт на несколько столетий раньше своего предшественника по подгруппе. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причём всякий раз получали его из... мочи. Есть упомина-ние о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль

(XII в.) открыл фос-фор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углём. Однако достоверное открытие и описание свойств этого вещества принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хеннигу Бранду (около 1630—1730). В 1669 г. Бранд был занят поиском ма-гической жидкости, с помощью кото-рой можно превращать неблагород-ные металлы в золото. В одном из экспериментов он пытался получить её из большого количества мочи, предварительно собранной в солдат-ских казармах. При нагревании этой жидкости Бранду удалось выделить тя-жёлое красное масло, которое перего-нялось с образованием твёрдого ос-татка. Нагревая последний без доступа воздуха, он заметил образование бе-лого дыма, оседавшего на стенках со-суда и ярко светившегося в темноте. Бранд и назвал полученное им веще-ство фосфором, что в переводе с гре-ческого означает «светоносец».

Несколько лет «рецепт приготов-ления» фосфора хранился в строжай-шей тайне и был известен лишь не-скольким алхимикам. В 1680 г, это вещество независимо от Бранда вы-делил Р. Бойль.

В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII сто-летии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца, поваренной солью, поташом и углём. Лишь в 1774 г. К. В. Шееле разработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавли-вая апатит углём в присутствии крем-незёма:

Пары фосфора при этой температу-ре почти полностью состоят из моле-кул Р 2 , которые при охлаждении кон-денсируются в молекулы Р 4 .

При конденсации паров образует-ся белый (жёлтый) фосфор (t пл =44 °С, t кип

257 °С), который со-стоит из молекул Р 4 , имеющих форму тетраэдра. Это очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещест-во бледно-жёлтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 34 °С. Он обладает уникальной способ-ностью светиться в темноте за счёт медленного окисления до низших ок-сидов. Именно белый фосфор и был в своё время выделен Брандом.

Если белый фосфор нагревать без доступа воздуха, он переходит в крас-ный (впервые его получили лишь в 1847 г.). Название красный фос-фор относится сразу к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и да-же фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспла-меняются на воздухе при t > 200 °С) и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р 4 , связанные друг с другом в бесконечные цепи. Несколько отли-чен от них «фиолетовый фосфор», который состоит из группировок Р 8 и Р 9 , уложенных в длинные трубчатые структуры с пятиугольным сечением.

При повышенном давлении белый фосфор переходит в чёрный фос-фор, построенный из объёмных ше-стиугольников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои. Впервые это превращение (при t =200 °С и р =12 000 атм) осуществил в 1934 г. американский физик Перси Уильямс Бриджмен (1882— 1961). Структура чёрного фосфора напоминает графит, с той лишь разни-цей, что слои, образованные атомами фосфора, не плоские, а «гофрирован-ные». Чёрный фосфор — это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из кото-рого конденсируется белый фосфор.

Белый фосфор очень ядовит: смер-тельная доза около 0,1 г (примерно такая же и у цианистого калия — 0,12 г). Из-за опасности самовоспла-менения на воздухе его хранят под слоем воды. Красный и чёрный фос-фор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде.

Белый фосфор уже при комнат-ной температуре, а остальные моди-фикации — при нагревании вступают в реакцию со многими простыми ве-ществами: галогенами, кислородом, серой, некоторыми металлами.

Интересно протекает реакция бе-лого фосфора с раствором щёлочи: Р 4 + 3NaOH +3Н 2 О= 3NaH 2 PO 2 +РН 3 - . При этом образуется гипофосфит натрия — соль одноосновной фосфорноватистой кислоты Н 3 РО 2 — и выделяется фосфин РН 3 — бесцвет-ный газ с резким запахом, воспламе-няющийся на воздухе. Фосфин прояв-ляет донорные свойства в гораздо меньшей степени, чем аммиак его водные растворы имеют нейтральную реакцию среды. При сжигании фос-фора на воздухе образуется белый дым, состоящий из мельчайших час-тиц оксида фосфора(V ) Р 2 О 5 . Одна из модификаций этого соединения по-строена из молекул Р 4 О 10 , в которых каждый атом фосфора окружён че-тырьмя атомами кислорода, располо-женными в вершинах тетраэдров.

Фосфор – элемент жизни и мысли. А.Е. Ферсман Фосфор, строение, свойства Бабаева Н.В. , учитель химии МБОУ СОШ № 9 г. Пушкино Не нужен университет, Ни Кембридж, и ни Оксфорд, Чтобы узнать: латинской «Р» Обозначают … План урока Паспортные данные фосфора  Станция историческая  Станция «Аллотропные модификации»  Станция геологическая  Станция химическая  Станция здоровья  Станция прикладная  Станция поэтическая  Станция контрольная  Паспортные данные фосфора          Перечислите элементы V группы. Охарактеризуйте фосфор по положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Опишите электронное строение атома фосфора. В чем сходство и различие в строении атомов азота и фосфора? Назовите возможные степени окисления фосфора. Напишите формулу его высшего оксида, укажите его характер. Напишите формулу гидроксида фосфора, укажите его характер. Напишите формулу летучего водородного соединения фосфора. У какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: а) азот, фосфор, мышьяк; б) кремний, фосфор, сера? Станция историческая Фосфор впервые получил в 1669 г. алхимик из Гамбурга Хеннинг Бранд. Подобно другим алхимикам, он пытался получить философский камень. Однажды ему пришло в голову выпарить воду из мочи, которая в большом количестве скапливалась в ямах около солдатских казарм. Он смешал полученный сухой остаток с углем и песком, прокалил и… в реторте оказалось удивительное, светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнем». Свое название фосфор получил за способность светиться в темноте (греч. фосфор означает «светоносный»). Вскоре Ю. Ган и К Шееле доказали, что в костях содержится много фосфора. Немного позже Ж. Пруст и М. Клапрот, исследуя различные природные соединения, доказали, что фосфор широко распространен в земной коре, главным образом в виде фосфата кальция. К.В. Шееле (1742–1786) В начале 70-х гг. XVIII в. великий французский ученый А. Лавуазье, сжигая фосфор в замкнутом объеме воздуха, доказал, что фосфор – самостоятельный химический элемент. В 1799 г. было доказано, что соединения фосфора необходимы для нормального развития растений. Антуан Лоран Лавуазье В 1847 г. немецкий химик Шретер получил красный фосфор. В 1934 г. американский ученый Бриджмен выделил черный фосфор. Впоследствии были выделены фиолетовый и коричневый фосфор. Бриджмен «Да! Это была собака, огромная, черная как смоль… Из ее отверстой пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку переливался мерцающий огонь. Ни в чьем воспаленном мозгу не могло бы возникнуть видение более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившее на нас из тумана… Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза были обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, отняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте. «Фосфор», – сказал я». Изучите аллотропные модификации фосфора и найдите ошибку в тексте. Заполните таблицу. Аллотропные модификации фосфора Характеристика вещества Кристаллическая решетка Цвет Запах Растворимость в воде Растворимость в сероуглероде Химическая активность Свечение Действие на организм Белый фосфор Красный фосфор Станция «Аллотропные модификации» Белый фосфор Наиболее распространен белый, или желтый, фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р4. Это очень реакционноспособное, мягкое воскообразное вещество бледно-желтого цвета, с неприятным чесночным запахом, растворимое в сероуглероде и бензоле, нерастворимое в воде. Очень ядовит. Воспламеняется при трении, обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления. Температура плавления – 44оС. В лаборатории его хранят под слоем воды. Смертельная доза– 0,1 г. Красный фосфор Аморфный темно-малиновый порошок без запаха. Менее активен, чем белый фосфор, нерастворим в воде и сероуглероде, не светится в темноте и не самовоспламеняется, абсолютно безвреден. Температура возгорания – 260оС. Черный фосфор Имеет атомную кристаллическую решетку. По внешним признакам черный фосфор напоминает графит, имеет металлический блеск, обладает электропроводностью и теплопроводностью, довольно твердый. Наименее активный из всех модификаций. Ромбическая модификация Кубическая модификация Станция геологическая Фосфор встречается в природе только в связанном состоянии. Массовая доля фосфора в земной коре – около 0,12%. Важнейшие минералы: Сa3(PO4)2 – фосфорит; 3Сa3(PO4)2∙Ca(OH)2 – гидроксиапатит; 3Сa3(PO4)2∙CaF2 – фторапатит. В 1806 г. Ф. Велер предложил получение фосфора из фосфата кальция, песка и угля. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции с электронным балансом: 0 C a 3 (PO 4) 2  SiO 2  C 1200 C C aSiO 3  C O  P4 Станция химическая Допишите уравнения реакций. Какую роль выполняет фосфор в этих реакциях? Составьте электронный баланс к данным реакциям.    Взаимодействие с активными металлами: Mg + P → Взаимодействие с кислородом: Р + О2 → Взаимодействие с бертолетовой солью: Р + KClO3 → Р2О5 + KCl Станция здоровья     По содержанию в организме человека фосфор относится к макроэлементам (w(Р) = 0,95%). Фосфор входит в состав костной, нервной и мозговой тканей, крови, молока. Фосфором богаты яйца, мясо, молоко, хлеб. Почти все важнейшие физиологические процессы, происходящие в организме человека, связаны с превращениями соединений фосфора. Следите за своим здоровьем! Станция прикладная      Более половины объема мирового производства фосфора перерабатывается в соединения, используемые в синтетических моющих средствах. Соединения фосфора используют для получения антикоррозионных добавок к маслам и горючему для автомобилей. Сульфиды фосфора стали необходимы в сражении с ржавчиной в металлургии. Фосфор используется при производстве спичек. Фосфор нужен для получения фосфористой бронзы. Станция поэтическая Я светоносный элемент. Я спичку вам зажгу в момент. Сожгут меня – и под водой Я сразу стану кислотой. Запишите уравнения реакций, о которых идет речь в этом стихотворении. Знаете ли вы, что… пшеница при среднем урожае из почвы берет в год 72 кг азота и 30 кг фосфора?  исследования Луны показали присутствие там фосфора (w(Р) = 0,08%)?  каждый из нас носит в себе 4,5 кг фосфора в виде химических соединений?  свыше 85% содержащегося в организме фосфора приходится на долю костной ткани?  в Амстердаме в 1730 г. 31 г фосфора стоил около 80 золотых рублей?  Станция контрольная  1)  1)  1)  1)  1)  1) 1. Сколько электронов в атоме фосфора находится на внешнем энергетическом уровне? 2; 2) 3; 3) 5; 4) 15. 2. Число нейтронов в ядре атома 31Р: 5; 2) 15; 3) 16; 4) 31. 3. Максимальная степень окисления фосфора в соединениях равна: +6; 2) +5; 3) +3; 4) +4. 4. При взаимодействии фосфора с активными металлами образуются соединения, в которых его степень окисления равна: -3; 2) 0; 3) +3; 4) +5. 5. Среди перечисленных элементов V группы типичным неметаллом является: фосфор; 2) мышьяк; 3) сурьма; 4) висмут. 6. В соединениях РН3, Р205, Н3Р03 фосфор имеет степени окисления, соответственно равные: +3; +5; -3; 2) -3; +5; +3; 3) -3; +3; +5; 4) +3; -5; -3. Домашнее задание § 28 № 3, 4. Тетрадь на печатной основе, с. 113, № 1–4.

6. Фосфор

Свойства 15 P .

Атомная масса		кларк, ат.% (распространненость в природе)
Электронная конфигурация*		Агрегатное состояние	твердое вещество
Энергия ионизации
Относительная электроотрицательность		Плотность	бел. – 1,82 красн. – 2,69 черн. – 2,2
Возможные степени окисления		Стандартный электродный потенциал

*Приведена конфигурация внешних электронных уровней атома элемента. Конфигурация остальных электронных уровней совпадает с таковой для благородного газа, завершающего предыдущий период и указанного в скобках.

Фосфор - аналог азота

. Однако по сравнению с атомом азота атом фосфора характеризуется меньшей энергией ионизации и имеет больший радиус. Это означает, что неметаллические признаки у фосфора выражены слабее, чем у азота. Поэтому для фосфора реже встречается степень окисления -3 и чаще +5. Мало характерны и другие степени окисления.

Физические свойства. Фосфор - один из распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе фосфор не встречается из-за высокой химической активности. Уменьшение неметалличности элемента фосфора по сравнению с азотом сказывается на свойствах его простых веществ. Так, фосфор в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный, черный и др.

Белый фосфор - бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор

- порошок красно-бурого цвета, не ядовит. Нерастворим в воде и сероуглероде. Установлено, что красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другими свойствами. Свойства красного фосфора во многом зависят от условий его получения.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении (200° С и 1200 МПа).

Красный и черный фосфор при сильном нагревании возгоняются.

Природный фосфор состоит из одного стабильного изотопа

31 15 P. Широкое применение нашел искусственный радиоактивный изотоп 32 15 P (период полураспада 14,3 суток).

Свойства аллотропных модификаций фосфора объясняются их строением. Более подробно изучено строение белого фосфора. Он имеет молекулярную кристаллическую решетку. Его молекулы четырехатомны (

P 4 - тетрафосфор) и имеют форму правильной трехгранной пирамиды, а каждый атом фосфора находится в

одной из вершин пирамиды и связан тремя s -связями с другими тремя атомами. Как все вещества с молекулярной решеткой, белый фосфор легко плавится и летуч. Он хорошо растворяется в органических растворителях.

В отличие от белого фосфора красный и черный фосфоры имеют атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы почти во всех растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.

Нахождение в природе. Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов

3Ca 3 (РО 4) 2Ч Са F 2 и фосфатов Са 3 (Р O 4) 2 . Разновидности апатита слагают осадочные горные породы - фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах - 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

Получение. Обычно белый фосфор получают из фосфата кальция при нагревании его в смеси с песком и углем в электрической печи без доступа воздуха:

Красный фосфор можно получить при нагревании жидкого белого фосфора без доступа воздуха при температуре около 300 °С при небольшом давлении. При нагревании белого фосфора при большом давлении можно получить и черный фосфор.

Поскольку красный и черный фосфор являются полимерными модификациями, по сравнению с белым у них следует ожидать повышения температур плавления и температур кипения. Действительно, для красного фосфора Т пл составляет 600 °С (под давлением).

Применение. Красный фосфор применяется для производства спичек. Из красного фосфора, сульфида сурьмы

(III), железного сурика [природного оксида железа (III) с примесью кварца] и клея приготовляют смесь, которую наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Головка спичек состоит главным образом из бертолетовой соли, молотого стекла, серы и клея. При трении головки о намазку спичечной коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Белый фосфор широкого применения не имеет. Обычно его используют для образования дымовых завес. Черный фосфор применяется очень редко.

Химические свойства. В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240° С. При окислении белый фосфор светится в темноте - происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800° С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800° С молекулы диссоциируют:

P 4 « 2P 2 . Последние при температуре выше 2000°С распадаются на атомы: P 2« 2P. Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р 2 , Р 4 и в полимерные вещества. Очевидно, молекула P 4 , где атомы связаны между собой тремя s -связями, прочнее молекулы Р 2 , в которой атомы связаны одной s - и двумя p -связями. Уже при обычной температуре молекула P 2 .

Фосфор химически активен и непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ. Электронная конфигурация внешнего слоя фосфора

3s 2 3p 3 , поэтому для фосфора наиболее характерны степени окисления 5+ (Н 3 Р O ), 3+ (РС l 3 ) и 3- (РН 3).

Из трех аллотропных модификаций наиболее активным является белый фосфор. При обычных условиях на воздухе тонко

измельченный фосфор самовоспламеняется:

При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III):

Поскольку температура плавления фосфора мала (44 °С), то давление насыщенных паров фосфора над твердым фосфором при обычных условиях достаточно велико - это и является причиной того, что белый фосфор “светится” в темноте. Молекулы

P 4 присутствующие в парах над поверхностью, окисляются кислородом с выделением света.

Красный и черный фосфор вступают в химические реакции при более высоких температурах. Аналогично азоту фосфор может взаимодействовать с металлами, образуя фосфиды, например:

Фосфор соединяется со многими простыми веществами - кислородом, галогенами, серой, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

При взаимодействии фосфидов с водой выделяется фосфин РН

3: . РН 3 - чрезвычайно ядовитый газ с чесночным запахом. По своим химическим свойствам он напоминает аммиак, однако , по сравнению с аммиаком является более сильным восстановителем.

По аналогии с

NH 3 фосфин способен к реакциям присоединения:

Так, на воздухе фосфин самопроизвольно воспламеняется, реакция протекает весьма энергично с образованием различных кислородных кислот фосфора (в основном ортофосфорной кислоты):

Так же легко, как с кислородом, протекает взаимодействие фосфора с хлором, и в зависимости от условий образуется либо РС

l 3 , либо PCl 5 .

Оксиды фосфора.

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются Р 4 O 6 и Р 4 О 10 . Часто их формулы пишут в упрощенном виде как Р 2 О 3 и P 2 O 5 (индексы предыдущих разделены на 2).

Оксид фосфора

(III) Р 4 O 6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5° С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Очень ядовит.

Оксид фосфора (V) Р

4 О 10 - 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). P 2 O 5 энергично взаимодействует с водой, а также отнимает воду от других соединений. Именно поэтому P 2 O 5 широко используется как осушитель различных веществ от паров воды.

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

3:

при кипячении раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная

кислота H 3 PO 4:

При нагревании

H 3 PO 4 можно получить пирофосфорную кислоту H 4 P 2 O 7:

Ортофосфорная кислота.

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н 3 Р O 4 (часто эту кислоту называют просто фосфорной).

Фосфорная кислота представляет собой белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. В отличие от азотной кислоты не

является окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью степени окисления +5 из всех возможных для фосфора. В промышленности фосфорная кислота получается двумя способами: экстракционным и термическим. В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

В водном растворе фосфорная кислота

диссоциирует ступенчато. Как трехосновная кислота, НзР04 образует три типа солей: дигидрофосфаты (замещен один атом водорода кислоты ), например NaH 2 PO 4 ; гидрофосфаты (замещены два атома водорода кислоты ), например Na 2 HPO 4 ; фосфаты (замещены все атомы водорода в фосфорной кислоте ), например Na 3 PO 4 .

Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только соли щелочных металлов и аммония.

Соли фосфорной кислоты

. Соли фосфорной кислоты являются ценными минеральными удобрениями. Наиболее распространенные фосфорные удобрения - суперфосфат, преципитат и фосфоритная мука. Простой суперфосфат - смесь дигидрофосфата кальция Са (H 2 PO 4) 2 , гидрофосфата кальция Са H 2 PO 4 , фосфата кальция Са 3 (Р O 4) 2 , а также апатита, гипса и других примесей. Его получают, обрабатывая фосфориты и апатиты серной кислотой. При обработке минеральных фосфатов фосфорной кислотой получают двойной суперфосфап Са(H 2 PO 4) 2 . При гашении фосфорной кислоты известью получают преципитат СаН PO 4Ч 2Н 2 O.

Более важное значение имеют сложные удобрения (т. е. содержащие одновременно азот и фосфор или азот, фосфор и калий - основные компоненты удобрений). Из них наиболее известен аммофос - смесь

NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .

Copyright © 2005-2013 Xenoid v2.0

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки