Оксид фосфора: получение и взаимодействие. Химические свойства фосфора Ортофосфорная кислота плюс оксид фосфора 5

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.

Элемент фосфор образует ряд оксидов, наиболее важными из них являются оксид фосфора (III) P2O3 и оксид фосфора (V) P2O5 .

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид (P2O3) получают при медленном окислении фосфора, сжигая его в недостатке кислорода. Представляет собой воскообразную кристаллическую белую массу с температурой плавления 22,5 °C. Ядовит.

Химические свойства:

1) вступает в реакцию с холодной водой, образуя при этом фосфористую кислоту H3PO3;

2) взаимодействуя с щелочами, образует соли – фосфиты;

3) является сильным восстановителем.

Взаимодействуя с кислородом, окисляется до оксида фосфора (V) P2O5.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид (P2O5) получают при горении фосфора на воздухе или в кислороде. Представляет собой белый кристаллический порошок, с температурой плавления 36 °C.

Химические свойства:

1) взаимодействуя с водой, образует орто-фосфорную кислоту H3PO4;

2) имея свойства кислотного оксида, вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами;

3) способен к поглощению паров воды.

Фосфорные кислоты.

Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них – ортофосфорная кислота H3PO4 . Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристаллов, имеющих температуру плавления 42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.

Образует три вида солей:

1) средние соли – ортофосфаты;

2) кислые соли с одним атомом водорода;

3) кислые соли с двумя атомами водорода.

Получение фосфорной кислоты:

1) в лаборатории: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 +5NO?;

2) в промышленности: а) термический метод; б) экстракционный метод: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = CaSO4? + 2 H3PO4.

Природные фосфаты восстанавливают до свободного фосфора, который сжигают на воздухе, либо в кислороде. Продукт реакции растворяют в воде.

Остальные фосфорные кислоты в зависимости от способа соединения групп PO4 образуют 2 вида кислот: полифосфорные кислоты, которые состоят из цепочек – PO3-О-PO3-... и метафосфорные кислоты, которые состоят из колец, образованных PO4.

Применение: ортофосфорную кислоту используют при производстве удобрений, химических реактивов, органических соединений, для приготовления защитных покрытий на металлах. Фосфаты используют в производстве эмалей и фармацевтике. Метафосфаты входят в состав моющих средств.

– NH4H2PO4 или (NH4)2H2PO4.

Нитрофоска получается при сплавлении гидрофосфата аммония, нитрата аммония и хлорида (сульфата) натрия.

38. Углерод и его свойства

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6. Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s2 2 s2 2p2 . На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, – 4, -2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: sp, s p2 , s p3. При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды , он выступает окислителем:

Углерод (кокс) вступает в реакции с оксидами металлов:

Таким образом выплавляют металл из руды. При очень высоких температурах углерод реагирует со многими неметаллами. Огромное количество органических соединений он образует с водородом – углеводороды. В присутствии никеля (Ni) углерод, реагируя с водородом, образует предельный углеводород – метан: С + Н2 = СН4.

При взаимодействии с серой образует сероуглерод: С + 2S2 = СS2.

При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан : 2С + N2 = С2N2?.

В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: С + 2F2 = СF2.

При 2000 °C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд: Si + C = SiC.

Нахождение в природе: свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3?CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Фосфор был открыт и выделен в 1669 году немецким химиком Х. Брандом. В природе этот элемент встречается только в виде соединений. Основные минералы — фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит 3Ca3(PO4)2 . CaF2 или Ca5F(PO4)3. Кроме того, элемент входит в состав белков, а также содержится в зубах и костях. Фосфор легче всего взаимодействует с кислородом и хлором. При избытке этих веществ образуются соединения со (для P) +5, а при недостатке — со степенью окисления +3. Оксид фосфора может быть представлен несколькими формулами, отображающими разные химические вещества. Среди них самые распространенные — это P2O5 и P2O3. К другим редким и малоизученным оксидам относятся: P4O7, P4O8, P4O9, PO и P2O6.

Реакция окисления элементарного фосфора кислородом протекает медленно. Интересны ее различные стороны. Во-первых, в темноте хорошо видно свечение, которым она сопровождается. Во-вторых, процесс окисления этого происходит всегда с образованием озона. Это обусловлено получением промежуточного соединения — фосфорила PO — по схеме: P + O2 → PO + O, а затем: O + O2 → O3. В-третьих, окисление связано с резким изменением электропроводности окружающего воздуха из-за его ионизации. Выделение света без заметного разогревания, при протекании химических реакций, называется хемилюминесценцией. Во влажных средах зеленая хемилюминесценция обусловлена образованием промежуточного вещества PO.

Окисление фосфора протекает только при определенной концентрации кислорода. Она не должна быть ниже минимального и выше максимального порогов O2. Сам интервал зависит от температур и ряда других факторов. Например, при стандартных условиях окисления чистым кислородом фосфора возрастает до достижения 300 мм рт. ст. Затем она уменьшается и падает почти до нуля, когда парциальное давление кислорода достигнет 700 мм рт. ст. и выше. Таким образом, оксид при обычных условиях не образуется, так как фосфор практически не окисляется.

Пятиокись фосфора

Наиболее характерным окислом является фосфорный ангидрид, или фосфора, P2O5. Это белый порошок с едким запахом. При определении в парах его молекулярного веса, установлено, что более правильной записью его формулы является P4O10. Это негорючее вещество, оно плавится при температуре 565,6 С. Ангидрид P2O5 —кислотный оксид со всеми характерными свойствами, но он жадно поглощает влагу, поэтому применяется в качестве осушителя жидкостей или газов. Оксид фосфора может отнимать воду, которая входит в состав химических веществ. Ангидрид образуется в результате сгорания фосфора в атмосфере кислорода или воздуха, при достаточном количестве O2 по схеме: 4P + 5O2 → 2P2O5. Его применяют в производстве кислоты H3PO4. При взаимодействии с водой может образовывать три кислоты:

• метафосфорную: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• пирофосфорную: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• ортофосфорную: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

Пятиокись фосфора бурно реагирует с водой и веществами, содержащими воду, такими, как дерево или хлопок. При этом образуется большое количество тепла, что может даже привести к пожару. Он вызывает коррозию металла и очень раздражает (возникают серьезные ожоги глаз, кожи) дыхательные пути и слизистые оболочки, даже при таких низких концентрациях, как 1 мг/м³.

Трехокись фосфора

Фосфористый ангидрид, или триоксид фосфора, P2O3 (P4O6) — это белое кристаллическое вещество (внешне похоже на воск), которое плавится при температуре 23,8 С и кипит при температуре 173,7 С. Как и P2O3 является очень ядовитым веществом. Это кислотный оксид, со всеми присущими свойствами. Оксид фосфора 3 образуется благодаря медленному окислению или горению свободного вещества (P) в среде, где имеет место недостаток кислорода. Трехокись фосфора медленно взаимодействует с холодной водой, образуя кислоту: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Этот оксид фосфора энергично реагирует с горячей водой, при этом реакции протекают по-разному, в результате может образоваться красный фосфор (аллотропически видоизмененный подукт), гидрид фосфора, а также кислоты: H3PO3 и H3PO4. Термическое разложение ангидрида P4O6 сопровождается отщеплением атомов фосфора, при этом образуются смеси окислов P4O7, P4O8, P4O9. По строению они напоминают P4O10. Наиболее изученный из них P4O8.

Оксид фосфора - бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах.

Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH 3) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты.

Трехмерная модель молекулы

Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 , но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот.

Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора.

P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2 H 3 PO 4

Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH 4 + , Na + , K +) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H 2 PO 4) 2 и Mg(H 2 PO 4) 2) растворимы в воде.

Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P 2 O 5 для растений.

Поглощение пентаоксида фосфора растениями

Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора - это соли ортофосфорнонй кислоты H 3 PO 4 . Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

Гидролиз пирофосфата натрия:

Na 4 P 2 O 7 + H 2 O + 2H + → 2NaH 2 PO 4 +2Na +

Гидролиз триполифосфата натрия:

Na 5 P 3 O 10 + 2H 2 O + 2H + → 3NaH 2 PO 4 +2Na +

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

(PO 3) 6 6- + 3H 2 O → H 2 P 3 O 10 3- + H 2 P 2 O 7 2- + H 2 PO 4 -

Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H 2 PO - 4 , HPO 4 2- , PO 4 3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов.

Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P 2 O 5 . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.

Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений.

Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

y = x,% × 30,974 (молярная масса ) × 2 / 30,974 (молярная масса ) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

х - содержание P 2 O 5 в удобрении, %;

y - содержание P в удобрении, %

y = x, % × 0,43643

Например:

в удобрении содержится 40% оксида фосфора

для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P 2 O 5 - 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

Оксид фосфора и кислоты, возникающие при его растворении в воде, — ценное сырье для химической промышленности. Простое вещество горит в кислороде с образованием белого дыма — так получают оксид в лаборатории. Продукт реакции используется в современных отраслях производственной деятельности как сырье для получения термическим методом различных фосфорных кислот. Затем эти вещества используются при выпуске комплексных и сложных минеральных удобрений (туков).

Элемент № 15

Фосфор — элемент 15-й группы длинного варианта периодической таблицы. Прежняя классификация отводила ему место в главной подгруппе пятой группы. Химический знак — Р — это первая буква латинского названия Phosphorus. Другие важные характеристики:

• относительная атомная масса — 31;
• заряд ядра — +15;
• электронов — 15;
• валентных электронов — 5;
• неметаллический элемент.

Фосфору требуется 3 электрона для завершения внешней электронной оболочки, ее октета. В химических реакциях с металлами элемент принимает электроны и достраивает свой валентный слой. В этом случае он восстанавливается, является окислителем. При взаимодействии с более сильными неметаллами фосфор отдает несколько или все валентные электроны, тоже получая завершенное строение внешнего уровня. Эти изменения связаны с активными восстановительно-окислительными свойствами элемента. Например, атомы в составе простого вещества окисляются при горении на воздухе или в кислороде. Могут получиться два рода соединений — оксид фосфора трех- или пятивалентного. Какой продукт будет преобладать, зависит от условий проведения реакции. Типичная валентность, проявляемая фосфором в его соединениях, составляет III(-), III(+), V(+).

«Элемент жизни и мысли»

Выдающийся российский геохимик Е. Ферсман одним из первых обратил внимание на богатое содержание в организме человека атомов фосфора. Они входят в состав важнейших органов, клеточных структур и веществ: костной системы, зубов, нервной ткани, белков и аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ). Признанием «заслуг» в живой природе стала знаменитая фраза академика Ферсмана, что Phosphorus — «элемент жизни и мысли».

Фосфор также широко распространен в составе земной коры. В свободном виде атомы Р не встречаются, ведь они легко окисляются — вступают во взаимодействие с кислородом, в результате чего получается оксид фосфора (Р 2 О 5). Существует несколько аллотропных видоизменений элемента, которые объединяются в три группы — белый, красный и черный. Кристаллическая решетка белого фосфора образована молекулами Р 4 . Лабораторные опыты в образовательных учреждениях обычно проводят с красной модификацией. Она неядовитая, в отличие от белой разновидности.

Получение и свойства трехвалентного оксида фосфора

Если сжигание простого вещества производится при недостатке воздуха, то получается фосфористый ангидрид (Р 2 О 3 — его формула). Оксид фосфора (III) — так звучит современное название вещества. Это белый кристаллический порошок, который плавится уже при 24 °С, то есть является неустойчивым при нагревании. При низких температурах составу трехвалентного оксида соответствует формула Р 4 О 6 . Соединение медленно растворяется в воде с образованием фосфористой кислоты Н 3 РО 3 . Она тоже является менее стойкой, чем соединения пятивалентного фосфора.

Название «ангидрид фосфористой кислоты» отражает химическое свойство — способность оксида при гидратации давать начало молекулам кислоты. Теряя электроны, атомы Р в составе трехвалентных соединений окисляются до устойчивого пятивалентного состояния. Фосфористый ангидрид и соответствующая ему кислота являются сильными восстановителями (отдают валентные электроны).

Оксид фосфора (V). Лабораторный способ получения

Образование фосфорного ангидрида происходит при сгорании (окислении) красного или белого фосфора. Реакцию можно проводить в чистом кислороде либо сжигать реагент в воздухе. После прекращения процесса горения, проходящего с выделением белого дыма, в осадке получаем рыхлую белую массу. Это оксид фосфора. Получение его следует проводить под вытяжкой, потому что частички раздражают слизистые покровы органов дыхания.

Можно набрать красный фосфор в ложечку для сжигания веществ, закрепленную в резиновой пробке с отверстием. Вещество следует зажечь, а когда начнется горение — опустить в стекляную термостойкую колбу. Емкость, закрытая пробкой, наполнится клубами дыма, состоящими из молекул димера фосфорного ангидрида (Р 4 О 10 — его формула). Оксид фосфора (V) — название этого вещества. Когда весь кислород в емкости израсходуется, горение прекратится, и белый дым осядет.

Взаимодействие оксида фосфора с водой. Получение фосфорных кислот

Обычно состав пентаоксида фосфора записывают в таком виде: Р 2 О 5 . Можно при его получении налить в колбу немного воды и взболтать. Белый дым растворится с образованием кислоты. Для того чтобы доказать ее присутствие, надо опустить в раствор бумажную полоску универсального индикатора, ее цвет изменится с желтого на красный, что характерно для кислых жидкостей. В колбе взаимодействуют вода и оксид фосфора. Реакции получения кислот сопровождаются их диссоциацией в водном растворе на кислотные остатки, а также ионы водорода, точнее, гидроксония.

• При сгорании фосфора идет реакция соединения: 4Р + 5О 2 = Р 4 О 10.
• Растворение полученного ангидрида в холодной воде происходит с образованием метафосфорной кислоты: Р 2 О 5 + Н 2 О = 2НРО 3.
• Кипячение раствора приводит к появлению в нем ортофосфорной кислоты: НРО 3 + Н 2 О = Н 3 РО 4 .

Диссоциация кислоты идет в водном растворе ступенчато: легче всего отрывается один протон, и возникает дегидрофосфат-анион Н 2 РО 4 - . Фосфорному ангидриду соответствует не одна только ортофосфорная кислота. Оксид фосфора (V) при растворении в воде дает смесь кислот.

Реакции с оксидами металлов

С веществом Р 2 О 5 вступает в реакцию оксид натрия. Оксид фосфора также взаимодействует с аналогичными соединениями при нагревании (сплавлении). Состав получаемых фосфатов зависит от реагентов и условий протекания реакции.
3Na 2 O + Р 2 О 5 = 2Na 3 PO 4 — ортофосфат натрия (средняя соль). Взаимодействие исследуемого вещества со щелочами идет с образованием соли и воды.

Промышленный способ получения фосфорного ангидрида

Производят Р 2 О 5 при сжигании технического фосфора. Это гигроскопичное вещество, поэтому предварительно его осушают. В специальной камере при высокой температуре происходит реакция окисления фосфора до разных форм Р 4 О 10 . Эту белую парообразную массу очищают и применяют как водоотнимающее вещество для осушения различных промышленных газов. Из фосфорного ангидрида получают ортофосфорную кислоту. Метод заключается в восстановлении природного сырья до молекулярного фосфора, его сжигании и растворении в воде продукта горения.

Фосфорные удобрения

«Элемент жизни» играет важную роль в образовании АТФ и белков в клетках, энергетическом обмене в организме растений. Но ежегодно с урожаем из почвы выносится значительная часть элементов питания. Для их восполнения вносят минеральные и органические удобрения. Фосфор — один из трех макроэлементов, кроме него к этой группе относятся азот и калий.

Фосфорные удобрения — суперфосфаты — получают из горных пород и минералов при обработке их кислотами. В последние годы основные усилия туковой отрасли направлены на выпуск сложных и комплексных удобрений. Они содержат несколько элементов питания, что делает их применение экономически более выгодным.