Lektor chémie

Pokračovanie. Pozri v č. 22/2005;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10, 11/2009

1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;

LEKCIA 30 10. ročníka

(prvý rok štúdia)

Fosfor a jeho zlúčeniny

2. 1. Pozícia v tabuľke D.I. Mendelejeva, štruktúra atómu. Stručná história

objavy a pôvod názvu.

3. Fyzikálne vlastnosti.

4. Chemické vlastnosti.

5. Byť v prírode.

6. Základné metódy získavania

7. Najdôležitejšie zlúčeniny fosforu. Fosfor je v hlavnej podskupine skupiny V Mendelejevovho periodického systému. Jeho elektronický vzorec je 1 2 2Fosfor je v hlavnej podskupine skupiny V Mendelejevovho periodického systému. Jeho elektronický vzorec je 1 2 s 6 3Fosfor je v hlavnej podskupine skupiny V Mendelejevovho periodického systému. Jeho elektronický vzorec je 1 2 s p 3, toto r

-prvok. Charakteristické oxidačné stavy fosforu v zlúčeninách sú –3, +3, +5; Najstabilnejší oxidačný stav je +5. V zlúčeninách môže byť fosfor súčasťou katiónov aj aniónov, napríklad:

Fosfor dostal svoj názov podľa schopnosti bieleho fosforu svietiť v tme.

Grécke slovo sa prekladá ako „nositeľ svetla“. Za toto meno vďačí Phosphorus svojmu objaviteľovi, alchymistovi Brandovi, ktorý hypnotizovaný žiarou bieleho fosforu dospel k záveru, že dostal kameň mudrcov. Fosfor môže existovať vo forme niekoľkých alotropných modifikácií, z ktorých najstabilnejšie sú biely, červený a čierny fosfor. Molekula

Biely fosfor je mäkký, ako vosk, topí sa a vrie bez rozkladu a má cesnakovú vôňu. Na vzduchu biely fosfor rýchlo oxiduje (svieti nazeleno) a je možné samovznietenie jemného bieleho fosforu. Nerozpustný vo vode (uložený pod vrstvou vody), ale rozpustný v organických rozpúšťadlách.

Toxický (aj v malých dávkach, MPC = 0,03 mg/m3). Má veľmi vysokú chemickú aktivitu. Pri zahriatí bez prístupu vzduchu na 250–300 °C sa mení na červený fosfor.Červený fosfor

– ide o anorganický polymér; makromolekuly P n

môže mať cyklickú aj acyklickú štruktúru. Jeho vlastnosti sa výrazne líšia od bieleho fosforu: nie je toxický, nesvieti v tme, nerozpúšťa sa v sírouhlíku a iných organických rozpúšťadlách a nemá vysokú chemickú aktivitu. Pri izbovej teplote sa pomaly mení na biely fosfor; pri zahriatí na 200 °C pod tlakom sa mení na čierny fosfor.

Čierny fosfor

vyzerá ako grafit.

V štruktúre ide o anorganický polymér, ktorého molekuly majú vrstvenú štruktúru.

Polovodič. Nie jedovatý. Chemická aktivita je výrazne nižšia ako aktivita bieleho fosforu. Stabilný na vzduchu. Pri zahrievaní sa mení na červený fosfor.

CHEMICKÉ PRÍBEHY

Chemicky najaktívnejší je biely fosfor (v praxi však najradšej pracujú s červeným fosforom). Môže vykazovať vlastnosti oxidačného aj redukčného činidla v reakciách, napríklad:

4P + 3O 2 2P 2 O 3,

4P + 502 2P20 5.

Kovy (+/–)*:

3Ca + 2P Ca 3P2,

3Na + P Na 3P,

Cu + P reakcia neprebieha.

Nekovy (+):

2P + 3I 2PI 3,

6P + 5N22P2N5.

Zásadité oxidy (–).

Kyslé oxidy (–).

Alkálie (+):

Kyseliny (nie oxidačné činidlá) (–).

Oxidujúce kyseliny (+):

3P (kr.) + 5HN03 (zried.) + 2H20 = 3H3P04 + 5NO,

P (červená) + 5HN03 (konc.) H3P04 + 5N02 + H20,

2P (kr.) + H2S04 (konc.) 2H3P04 + 5S02 + 2H20.

F o f i n

Táto vodíková zlúčenina fosforu, bezfarebný plyn s cesnakovým rybím zápachom, je prudko jedovatá.

Zle rozpustný vo vode, ale vysoko rozpustný v organických rozpúšťadlách. Oveľa menej stabilný ako amoniak, ale je silnejším redukčným činidlom. Nemá praktický význam.

Na získanie fosfínu sa zvyčajne nepoužíva priama syntézna reakcia z jednoduchých látok;

Najbežnejšou metódou výroby fosfínu je hydrolýza fosfidov:

Ca3P2 + 6HOH = 3Ca(OH)2 + 2PH 3.

Okrem toho možno fosfín získať disproporcionačnou reakciou medzi roztokmi fosforu a zásad:

4P + 3KOH + 3H20PH3 + KPO2H2,

alebo z fosfóniových solí:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH 4I + NaOH PH 3 + NaI + H20. Je vhodné zvážiť chemické vlastnosti fosfínu z dvoch strán.

Acidobázické vlastnosti.

Fosfín tvorí s vodou nestabilný hydrát, ktorý má veľmi slabé základné vlastnosti:

PH 3 + H 2 O PH 3 H 2 O (PH 4 OH),

PH 3 + HCl PH 4 Cl, 2PH3 + H2S04 (PH 4)2S04.

Redoxné vlastnosti

.

Fosfín je silné redukčné činidlo:

2PH3 + 402P205 + 3H20, PH3 + 8AgN03 + 4H20 = H3P04 + 8Ag + 8HN03.

O s i d p h o r a (III)

Oxid

P 2 O 3 (skutočný vzorec - P 4 O 6) je biela kryštalická látka, typický kyslý oxid. Pri reakcii s vodou za studena vytvára kyselinu fosforitú (stredne silná):

P203 + 3H20 = 2H3P03

Keďže kyselina fosforitá je dvojsýtna, pri reakcii oxidu fosforečného s alkáliami vznikajú dva typy solí - hydrofosforitany a dihydrofosforitany.

Napríklad:

P203 + 4NaOH = 2Na2HP03 + H20,

P203 + 2NaOH + H20 = 2NaH2P03.

Oxid fosforečný P 2 O 3 sa oxiduje vzdušným kyslíkom na oxid pentoxid:

P203 + 02P205.

Oxid fosforitý a kyselina fosforitá sú pomerne silné redukčné činidlá. Oxid fosforečný sa získava pomalou oxidáciou fosforu v neprítomnosti kyslíka:

4P + 302 2P203.:

Oxidy fosforu (V) a kyseliny fosforečné

Oxid fosforečný:

P 2 O 5 (skutočný vzorec - P 4 O 10) je biela hygroskopická kryštalická látka. V pevnom a plynnom skupenstve existuje molekula vo forme diméru, pri vysokých teplotách sa monomerizuje. Typický kyslý oxid. Veľmi dobre sa rozpúšťa vo vode a vytvára množstvo fosforečných kyselín:

metafosforečné:

P205 + H20 = 2HP03

Oxid fosforečný vykazuje všetky vlastnosti charakteristické pre kyslé oxidy, napríklad:

P205 + 3H20 = 2H3P04,

P205 + 3Ca02Ca3(P04)2;

môže tvoriť tri druhy solí:

Oxidačné vlastnosti nie sú pre ňu typické, pretože Oxidačný stav +5 je pre fosfor veľmi stabilný. Oxid fosforečný sa získava spaľovaním fosforu v dostatočnom množstve kyslíka:

4P + 502 2P205.

Kyselina fosforečná H 3 PO 4 je bezfarebná kryštalická látka, veľmi dobre rozpustná vo vode, hygroskopická. Je to triprotická kyselina strednej sily; nemá výrazné oxidačné vlastnosti.

Vykazuje všetky chemické vlastnosti charakteristické pre kyseliny a tvorí tri typy solí (fosforečnany, hydrogénfosforečnany a dihydrogenfosforečnany):

2H3P04 + 3Ca = Ca3(P04)2 + 3H2,

H3PO4+Cu,

2H3P04 + 3CaO = Ca3(P04)2 + 3H20,

2H3P04 + K2C03 = 2KH2P04 + C02 + H20.

V priemysle sa kyselina fosforečná získava extrakciou:

Ca3(P04)2 + 3H2S04 = 2H3P04 + 3CaS04,

a tiež tepelnou metódou:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3Si02 + 5C 3СaSi03 + 2P + 5CO,

4P + 5O 2 2P 2 O 5,

P205 + 3H20 = 2H3P04.

Laboratórne metódy na získanie kyseliny ortofosforečnej zahŕňajú účinok zriedenej kyseliny dusičnej na fosfor:

3P (kr.) + 5HN03 (zried.) + 2H20 = 3H3P04 + 5NO,

interakcia kyseliny metafosforečnej s vodou pri zahrievaní:

HPO3 + H20 H3P04.

V ľudskom tele sa kyselina ortofosforečná tvorí hydrolýzou kyseliny adenozinotrifosforečnej (ATP):

ATP ADP + H3P04. Kvalitatívna reakcia na fosfátový ión je reakcia s katiónom striebra; vytvorí sa zrazeninažltá

nerozpustný v mierne kyslom prostredí:

3Ag + + = Ag 3 PO 4,

3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4 + 3KNO3.

Okrem vyššie uvedených kyselín fosforečných (obsahujúcich fosfor v oxidačnom stupni +5) je pre fosfor známych mnoho ďalších kyselín obsahujúcich kyslík. Tu sú niektorí z najdôležitejších zástupcov. Fosfor

(HPO 2 H 2) je jednosýtna kyselina strednej sily. Jeho druhé meno je fosfín:

Soli tejto kyseliny sa nazývajú fosfornany alebo fosforitany, napríklad KPO2H2. Fosfor

(H 3 PO 3) je dvojsýtna kyselina strednej sily, o niečo slabšia ako fosforná. Má aj druhé meno – fosfónové:

Jeho soli sa nazývajú fosfity alebo fosfonáty, napríklad K2PO3H. Difosforečná(pyrofosforečné)

(H 4 P 2 O 7) - štvorsýtna kyselina strednej sily, o niečo silnejšia ako kyselina fosforečná:

Test na tému „Fosfor a jeho zlúčeniny“

1. Odstráňte prvok „extra“ z tých, ktoré sú uvedené v súlade so zásadou možnosti tvorby alotropných modifikácií:

a) kyslík; b) dusík;

c) fosfor; d) síra.

2. Pri reakcii 42,6 g anhydridu kyseliny fosforečnej a 400 g 15 % roztoku hydroxidu sodného vznikne:

a) fosforečnan sodný;

b) hydrogénfosforečnan sodný;

c) zmes fosforečnanu a hydrogenfosforečnanu sodného;

d) zmes hydro- a dihydrogenfosforečnanu sodného.

3. Súčet koeficientov v rovnici pre elektrolytickú disociáciu fosforečnanu draselného sa rovná:

a) 5; b) 3; c) 4; d) 8.

4. Počet elektrónov na vonkajšej úrovni atómu fosforu:

a) 2; b) 3; c) 5; d) 15.

5. Fosfor získaný z 33 g technického fosforečnanu vápenatého sa spaľoval v kyslíku.

Výsledný oxid fosforečný reagoval s 200 ml 10 % roztoku hydroxidu sodného (hustota 1,2 g/ml) za vzniku strednej soli. Hmotnosť nečistôt v technickej vzorke fosforečnanu vápenatého (v g) je:

6. a) 3,5; b) 1,5; c) 2; d) 4.8.

Počet -väzieb v molekule kyseliny pyrofosforečnej:

7. a) 2; b) 12; c) 14; d) 10.

Počet atómov vodíka obsiahnutých v 4,48 litroch (n.s.) fosfínu je:

a) 1,2 10 23; b) 0,61023;

8. c) 6,02 10 23; d) 3,6 10 23 .

Pri teplote 30 ° C prebieha určitá reakcia za 15 s a pri 0 ° C - za 2 minúty.

9. Van't Hoffov koeficient pre túto reakciu:

a) 2,4; b) 2; c) 1,8; d) 3.

Kyselina fosforečná môže reagovať s nasledujúcimi látkami:

10. a) oxid meďnatý; b) hydroxid draselný;

c) kyselina dusičná; d) zinok.

Súčet koeficientov pri reakcii medzi fosforom a Bertholletovou soľou sa rovná:

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
a) 9; b) 6; c) 19; d) takáto reakcia je nemožná.	Kľúč k testu	b	Kľúč k testu	Kľúč k testu	a) 9; b) 6; c) 19; d) takáto reakcia je nemožná.	V	a) 9; b) 6; c) 19; d) takáto reakcia je nemožná.	A	Kľúč k testu

G

a, b, d

1. Úlohy a cvičenia o fosfore a jeho zlúčeninách

2. Reťazec transformácií:

3. Fosfor -> oxid fosforečný -> kyselina ortofosforečná -> fosforečnan vápenatý ® kyselina fosforečná.

4. Fosforečnan vápenatý -> fosfor -> fosfid vápenatý -> fosfín -> oxid fosforečný -> kyselina fosforečná -> dihydrogenfosforečnan vápenatý.

5. Fosforečnan vápenatý -> A -> B -> C -> D -> E -> fosforečnan vápenatý. Všetky látky obsahujú fosfor, v schéme sú tri ORP za sebou.

Fosfor -> oxid fosforečný -> fosforečnan vápenatý -> fosfor -> fosfín -> kyselina fosforečná -> dihydrogenfosforečnan vápenatý.

1. Úplným spálením 6,8 g látky sa získalo 14,2 g oxidu fosforečného a 5,4 g vody.

K výsledným reakčným produktom sa pridalo 37 ml 32 % roztoku hydroxidu sodného (hustota 1,35 g/ml).

Vytvorte vzorec východiskovej látky a určte koncentráciu výsledného roztoku.

Riešenie

Reakčná rovnica:

(P205) = 0,1 mol, (H20) = 0,3 mol. (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. m(P) = 6,2 g,

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. m

(H) = 0,6 g.

= 6,8 g.

(P): (H) = 0,2: 0,6 = 1:3.

Preto je vzorec východiskovej látky PH 3 a reakčná rovnica je:

potom vzniká kyselina fosforečná:

(H3P04) = 2(P205) = 0,2 mol.

Kyselina fosforečná môže reagovať s alkáliami nasledovne:

Stanovme látkové množstvo NaOH podľa podmienok úlohy:

(H3P04): (NaOH) = 0,2: 0,4 = 1:2,

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. Preto nastáva reakcia 2. (Na2HP04) = (H3P04) = 0,2 mol;(Na2HP04) =

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. M (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(Na2HP04) (Na2HP04) = 142 ± 0,2 = 28,4 g; (r-ra) =(P205) + (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. m

(H20)+ (r-ra) =(roztok NaOH) = 14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 g. (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(Na2HP04) =

(Na2HPO4)/(r-ra) = 28,4/69,55 = 0,4083 alebo 40,83 %.

2. Odpoveď.

(Na2HPO4)/ pH 3; (Na2HP04) = 40,83 %.

3. Úplnou elektrolýzou 1 kg roztoku síranu železnatého sa na katóde uvoľnilo 56 g kovu. Aká hmotnosť fosforu môže reagovať s látkou uvoľnenou na anóde a aké bude zloženie soli, ak sa výsledný reakčný produkt rozpustí v 87,24 ml 28 % roztoku hydroxidu sodného (hustota roztoku 1,31 g/ml)?

(Na2HPO4)/ 12,4 g fosforu; hydrogenfosforečnan sodný.
20 g zmesi pozostávajúcej zo síranu bárnatého, fosforečnanu vápenatého, uhličitanu vápenatého a fosforečnanu sodného sa rozpustilo vo vode. Hmotnosť nerozpustnej časti bola 18 g Pri pôsobení kyseliny chlorovodíkovej sa uvoľnilo 2,24 litra plynu (n.s.) a hmotnosť nerozpustného zvyšku bola 3 g. Stanovte hmotnostne zloženie východiskovej zmesi solí.

4. Na3P04 – 2 g; BaC03 – 3 g;

(Na2HPO4)/ CaC03 – 10 g; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 g.

5. Koľko kg fosforu možno získať z 1 tony fosforitu obsahujúceho 40 % nečistôt? Aký je objem pri štandardných podmienkach? zaberie fosfin získaný z tohto fosforu?

(Na2HPO4)/ 120 kg P; 86,7 m3 PH3.

40 g minerálu obsahujúceho 77,5 % fosforečnanu vápenatého sa zmiešalo s prebytkom piesku a uhlia a zahrievalo sa bez vzduchu v elektrickej peci. Výsledná jednoduchá látka sa rozpustila v 140 g 90 % kyseliny dusičnej. Určte hmotnosť hydroxidu sodného, ​​ktorý bude potrebný na úplnú neutralizáciu produktu oxidácie jednoduchej látky.

1. Na úplnú neutralizáciu roztoku získaného hydrolýzou 1,23 g určitého množstva halogenidu fosforu bolo potrebných 35 ml 2M roztoku hydroxidu draselného. Určite vzorec halogenidu.

(Na2HPO4)/ Fluorid fosforitý.

2. Vzorka bezvodého etanolu s obsahom 0,5 % oxidu fosforečného ako nečistoty bola spálená v dostatočnom množstve kyslíka.

(Na2HPO4)/ Výsledné plyny sa oddelili a výsledný roztok sa zahrieval, kým sa vývoj plynu nezastavil, a potom sa k nemu pridala rovnaká hmotnosť 0,5 % roztoku hydroxidu draselného. Určte hmotnostné zlomky látok vo výslednom roztoku.
K2HP04 – 0,261 %;

3. KH 2 PO 4 – 0,204 %.

(Na2HPO4)/ K 2 g zmesi hydrogénfosforečnanu a dihydrogenfosforečnanu draselného, ​​v ktorej hmotnostný podiel fosforu je 20 %, sa pridalo 20 g 2 % roztoku kyseliny fosforečnej. Vypočítajte hmotnostné zlomky látok vo výslednom roztoku.
KH2P04 – 9,03 %;

4. K2HPO4 (zostávajúci) – 1,87 %.

(Na2HPO4)/ Keď sa zmes hydridu alkalického kovu a fosfidu s rovnakými hmotnostnými frakciami spracuje vodou, vytvorí sa plynná zmes s hustotou dusíka 0,2926. Určte, aký kov bol obsiahnutý v zlúčeninách.

5. Sodík.

K výsledným reakčným produktom sa pridalo 37 ml 32 % roztoku hydroxidu sodného (hustota 1,35 g/ml).

Kalcinovalo sa 50 g zmesi fosforečnanu vápenatého a uhličitanu vápenatého a amónneho, čím sa získalo 25,2 g tuhého zvyšku, ku ktorému sa pridala voda a potom sa prehnal nadbytok oxidu uhličitého. Hmotnosť nerozpusteného zvyšku bola 14 g Stanovte hmotnosť uhličitanu amónneho v pôvodnej zmesi.

Keď sa zmes kalcinuje, dochádza k nasledujúcim procesom:

2)

1) Ca3(P04)2;

3) (NH4)2C03 2NH3 + C02 + H20.

Pevný zvyšok obsahuje Ca3(P04)2 a CaO.

Po pridaní vody:

4) Ca3(P04)2 + H20;

5) CaO + H20 = Ca(OH)2.

Po prechode oxidu uhličitého:

6) Ca(OH)2 + H20 + C02 = Ca(HC03)2. (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. Nerozpusteným zvyškom je Ca3(P04)2, preto

(Ca3(P04)2) = 14 g.

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. Zistenie hmotnosti CaO:

(CaO) = 25,2 – 14 = 11,2 g.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 mol,

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(CaC03) = (CaO) = 0,2 mol,

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(CaC03) = 0,2 100 = 20 g. (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(NH4)2C03= (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(zmesi) – (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.(Ca 3 (PO 4) 2) –

(CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 g.. (P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol. Odpoveď

(NH4)2C03 = 16 g.

1. KVALITATÍVNE ÚLOHY

(CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 g. Pevná, biela, vysoko rozpustná vo vode, zlúčenina A je kyselina. Po pridaní oxidu B do vodného roztoku A vzniká biela, vo vode nerozpustná zlúčenina C V dôsledku kalcinácie látky C pri vysokej teplote v prítomnosti piesku a uhlia vzniká jednoduchá látka, ktorá je súčasťou. A. Identifikujte látky, napíšte reakčné rovnice.
. Látky: A – H 2 PO 4, B – CaO,

2. C – Ca 3 (PO 4) 2. biela(B) sa zapáli s nízkym trením. Reakcia produkuje dve biele tuhé látky, z ktorých jedna (C) sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyslého roztoku. Ak sa k látke C pridá oxid vápenatý, vznikne biela, vo vode nerozpustná zlúčenina. Identifikujte látky, napíšte reakčné rovnice.

(CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 g.. Látky: A – P (kr.), B – KClO 3,
C – P205.

3. Vo vode nerozpustná biela zlúčenina A tvorí v dôsledku kalcinácie pri vysokých teplotách s uhlím a pieskom za neprítomnosti kyslíka jednoduchú látku B, ktorá existuje v niekoľkých alotropných modifikáciách. Pri spaľovaní látky B vzniká zlúčenina C, ktorá sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyseliny E, ktorá môže vytvárať tri druhy solí. Identifikujte látky, napíšte reakčné rovnice.

(CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 g.. Látky: A – Ca 3 (PO 4) 2, B – P,
C – P 2 O 5, E – H 3 PO 4.

* Znamienko +/– znamená, že táto reakcia sa nevyskytuje so všetkými činidlami alebo za špecifických podmienok.

** Zaujímavá je oxidačno-redukčná reakcia (ORR), ku ktorej dochádza pri zapálení zápaliek:

Na pokračovanie

vodou, a nie s inými fosfátovými aniónmi. V roztokoch kyseliny fosforečnej prebieha výmena atómov kyslíka medzi skupinami PO 4 a vodou.

H3P04 - silná, K1 7,110-3 (pKa 2,12), K2 6,210-8 (pKa 7,20), K3 5,010-13 (pKa 12,32);

hodnoty K 1 a K 2 závisia od teploty. Disociácia v prvom kroku je exotermická, v druhom a treťom endotermická. Fázový diagram systému H 3 PO 4 - H 2 O je na obr. 2. Maximum kryštalizačnej krivky je pri teplote 302,4 K a obsahu H 3 PO 4 91,6 % (tuhá fáza - hemihydrát). V tabuľke Uvádzajú sa vlastnosti roztokov kyseliny fosforečnej.

			CHARAKTERISTIKA VODNÝCH ROZTOKOV H 3 PO 4	T. zav., 0 C	T. b., 0 C	kJ/(kg K)	Pa s (25 0 C)
	Ud. elektrický vodivosť, S/m (25 0 C)	H3PO4
	5	3,62	0,8	100,10	4,0737	0,0010	10,0	3129,1
	10	7,24	2,10	100,20	3,9314	0,0011	18,5	3087,7
	20	14,49	6,00	100,80	3,6467	0,0016	18,3	2986,4
	30	21,73	11,80	101,80	3,3411	0,0023	14,3	2835,7
	40	28,96	21,90	103,90	3,0271	0,0035	11,0	2553,1
	50	36,22	41,90	104,00	2,7465	0,0051	8,0	2223,8
	60	43,47	76,9	114,90	2,4995	0,0092	7,2	1737,1
	70	50,72	43,00	127,10	2,3278	0,0154	6,3	1122,6
	75	54,32	17,55	135,00	2,2692	0,0200	5,8	805,2

P2O5 F Za normálnych podmienok je kyselina osforová neaktívna a reaguje len s uhličitanmi, hydroxidmi a určitými kovmi. V tomto prípade vznikajú jedno-, dvoj- a trojsubstituované fosfáty (pozri Anorganické fosfáty).

Fosfoleum (tekutý anhydrid kyseliny fosforečnej, kyselina superfosforečná) zahŕňa zlúčeniny obsahujúce od 72,4 do 88,6 % P205 a je to rovnovážny systém pozostávajúci z orto-, pyro-, tripoly-, tetrapoly- a iných zlúčenín fosforu (pozri Kondenzované fosfáty). Keď sa kyselina superfosforečná zriedi vodou, uvoľní sa. množstvo tepla a polyfosforečné zlúčeniny sa rýchlo menia na ortofosforečné.

H 3 PO 4 od ostatných zlúčenín fosforu možno odlíšiť jeho roztokom s AgNO 3 - padá žltá zrazenina Ag 3 PO 4.

Zvyšné zlúčeniny fosforu tvoria biele zrazeniny. Potvrdenie.

Kyselina fosforečná v laboratóriu. podmienky je ľahké získať oxidáciou fosforu 32 % roztokom kyseliny dusičnej:

V priemysle sa kyselina fosforečná vyrába tepelnými a extrakčnými metódami.Termálne metóda (umožňuje produkciu najčistejšej kyseliny fosforečnej) zahŕňa zákl. štádiá: spaľovanie (oxidácia) elementárneho fosforu v prebytku vzduchu, hydratácia a absorpcia vzniknutého P 4 O 10 (pozri Oxidy fosforu), kondenzácia kyseliny fosforečnej a zachytávanie hmly z plynnej fázy. Existujú dva spôsoby, ako získať P 4 O 10: oxidácia pár P (v priemysle sa používa zriedka) a oxidácia kvapalného P vo forme kvapiek alebo filmu. Oxidačný stav P v ind. podmienky sú určené teplotou v oxidačnej zóne, difúziou zložiek a inými faktormi. Druhá etapa získavania term kyselina fosforečná - hydratácia P 4 O 10 - sa uskutočňuje absorpciou rovnakého (voda) alebo inter-mod. para P 4 O 10 s vodnou parou. Hydratácia (P4010 + 6H20

4H3PO4) prebieha cez štádiá tvorby polyfosforových zlúčenín. Zloženie a koncentrácia vytvorených produktov závisí od teploty a parciálneho tlaku vodnej pary.

Cirkulovať-odparovať.

Systémy umožňujú spojiť v jednom zariadení stupne spaľovania P, ochladzovania plynnej fázy cirkulujúceho média a hydratácie P 4 O 10. Nevýhodou schémy je potreba chladiť veľké objemy tekutiny. Výmena tepla-vyparovať.systémy kombinujú dva spôsoby odvodu tepla: cez stenu spaľovacích a chladiacich veží, ako aj odparovaním vody z plynnej fázy; Významnou výhodou systému je absencia cirkulačných okruhov k čerpacím a chladiacim zariadeniam.

Na domáce účely. podniky využívajú technológiu. okruhy s cirkuláciou-odparovanie. spôsob chladenia (dvojvežový systém). Bude rozlišovať. vlastnosti schémy: dostupnosť ďalších

nit.

Ekonomickejší spôsob extrakcie na výrobu kyseliny fosforečnej je založený na rozklade prírodnej. fosforečnany (väčšinou sírové, v menšej miere dusíkaté a mierne chlorovodíkové). Roztoky kyseliny fosforečnej získané rozkladom kyseliny dusičnej sa spracovávajú na komplexné hnojivá a rozkladom kyseliny chlorovodíkovej na zrazeninu.

Rozklad fosfátových surovín kyselinou sírovou [v krajinách SNŠ Ch. arr. Khibiny apatitový koncentrát (pozri Apatit) a Karatau fosfority] - báza. spôsob získavania extrakčnej kyseliny fosforečnej používanej na výrobu konc. fosfor a komplexné hnojivá. Podstatou metódy je extrakcia (extrakcia) P 4 O 10 (spravidla sa používa P 2 O 5) vo forme H 3 PO 4 . Podľa tejto metódy prirodzené fosforečnany sa spracujú s H2S04 s následným narodením, filtráciou výslednej buničiny sa oddelí kyselina fosforečná od zrazeniny síranu vápenatého. Časť vybranej základne. filtrát, ako aj celý filtrát získaný premytím filtračného koláča, sa vracia do procesu extrakcie (riediaci roztok), aby sa zabezpečila dostatočná pohyblivosť buničiny pri jej miešaní a preprave. Hmotnostný pomer medzi kvapalnou a pevnou fázou je od 1,7:1 do 3,0:1.

Príroda Fosforečnany sa rozkladajú podľa nasledujúcej schémy:

Rozkladu podliehajú aj súvisiace nečistoty: kalcit, dolomit, siderit, nefelín, glaukonit, kaolín a iné minerály. To vedie k zvýšeniu spotreby použitej kyseliny a tiež znižuje extrakciu P 2 O 5 do cieľového produktu v dôsledku tvorby nerozpustných fosforečnanov železa FeH 3 (PO 4) 2 2,5H 2 O pri koncentráciách P. 2 O 5 nad 40 % (obsah P 4 O 10 sa zvyčajne udáva ako P 2 O 5) a FePO 4 · 2H 2 O - pri nižších koncentráciách. zvýrazňujemCO 2, ktorý sa uvoľňuje pri rozklade uhličitanov, tvorí v extraktoroch stabilnú penu;

Fosforečnany rozpustné v pH Mg, Fe a Al znižujú aktivitu kyseliny fosforečnej, a tiež znižujú obsah stráviteľných foriem P 2 O 5 v hnojivách počas posled. spracovanie kyseliny fosforečnej.

V závislosti od teploty a koncentrácie kyseliny fosforečnej v systéme CaSO 4 -H 3 PO 4 -H 2 O sa síran vápenatý vyzráža vo forme dihydrátu (sadry), hemihydrátu alebo anhydritu. V reálnych podmienkach je sediment kontaminovaný nečistotami P 2 O 5 vo forme nerozložených prírodných látok. fosforečnany, nepremytá H 3 PO 4, kokryštalizované fosforečnany rozkl. kovy a pod., preto vznikajúce Ca sírany tzv. resp.

fosfosadra, fosfohemihydrát a fosfoanhydrit. V závislosti od typu zrážaného síranu existujú tri priame spôsoby výroby extrakčnej kyseliny fosforečnej: dihydrát, hemihydrát (hemihydrát) a anhydrit, ako aj kombinované: hemihydrát-dihydrát a dihydrát-hemihydrát.V SNS najviac V priemysle bola vyvinutá dihydrátová metóda, ktorá sa vyznačuje vysokou výťažnosťou P 2 O 5 (93-96,5 %) v objeme výroby; avšak relatívne nízke

Aká koncentrácia kyseliny fosforečnej si vyžaduje svoju poslednú. odparovanie. Základné fázy procesu: extrakcia z ext. alebo interné cirkulácia a vákuové alebo vzduchové chladenie extrakčnej buničiny, zrenie buničiny po extraktore, separácia kyseliny fosforečnej na objemových vákuových filtroch. Účinnosť procesu je určená najmä.

Kyselina ortofosforečná (niekedy nazývaná kyselina fosforečná) je kyselina anorganického pôvodu, strednej sily. Má jednoduchý chemický vzorec a označuje sa ako

H3PO4

Pri typických podmienkach a optimálnych skladovacích teplotách sa javí ako čisté hygroskopické kryštály bez farby. V prípadoch, keď teplota vystúpi na úroveň od +42 do +213 stupňov Celzia, sa spomínaná látka premení na kyselinu pyrofosforečnú s podobným chemickým vzorcom - H4P2O7.

Najčastejšie je kyselina fosforečná približne 85% roztok na vodnej báze, ktorý je bez zápachu a má stredne hustý sirupovitý vzhľad. Spomínaná kyselina sa okrem vody dobre rozpúšťa aj v alkohole a iných obľúbených rozpúšťadlách. Ako získať kyselinu ortofosforečnú Na to, aby ste získali spomínanú chemickú zlúčeninu, jej netreba veľa

hotovosť
alebo čas. Rovnako ako kyselina citrónová, aj kyselina ortofosforečná je teraz veľmi žiadaná a vyrába sa vo veľkých množstvách. Dnes odborníci poznajú tri správne metódy extrakcie kyseliny ortofosforečnej:
1. Hydrolýza chloridu fosforečného;

Pretože reakcia s vodou je veľmi intenzívna, oxid fosforečný sa spracuje koncentrovaným roztokom kyseliny ortofosforečnej zahriatej na 200 stupňov Celzia.

Malé množstvo látky sa dá ľahko získať v laboratórnych podmienkach oxidáciou fosforu. Ale na výrobu takejto zlúčeniny v serióznom, priemyselnom meradle sa človek nezaobíde bez extrakčných a tepelných metód.

Kyselina fosforečná v rôznych oblastiach ľudského života: kde sa používa

Oblasť použitia kyseliny fosforečnej je dnes veľmi zaujímavá a rôznorodá. Spomínaná chemikália je teda nepostrádateľná v rôznych odvetviach, vrátane potravinárskeho.

Kyselina ortofosforečná má sotva výrazné kyslé vlastnosti a ľahko reaguje so soľami slabo aktívnych kyselín, všetkými druhmi kovov, zásaditými oxidmi, zásadami a amoniakom. Dostupná cena spôsobila, že kyselina ortofosforečná je žiadaná v úplne iných oblastiach.

Poľnohospodárstvo a farmárčenie

Zmes je veľmi bežnou prísadou na výrobu populárnych fosforových alebo kombinovaných hnojív: amónne, vápenaté, sodné, mangánové soli. Podľa štatistík sa asi 90 % rudy obsahujúcej fosfor využíva na výrobu hnojív. Fosfor je dôležitý pre rastliny pri tvorbe semien a plodov. Za producentské krajiny takýchto hnojív sa zároveň považujú Spojené štáty americké, Rusko a Maroko a za spotrebiteľské krajiny sú takmer všetky krajiny Afriky, Ázie a Európskej únie.

Na farmách veterinári často odporúčajú kŕmiť zvieratá roztokom kyseliny fosforečnej, aby sa zabránilo vzniku obličkových kameňov a žlčníka, zvýšenie úrovne kyslosti žalúdka.

Potravinársky priemysel

Obzvlášť zaujímavé je použitie chemických prvkov, vrátane kyseliny fosforečnej, v potravinárskom priemysle. V tejto oblasti teda kyselina ortofosforečná pôsobí ako regulátor kyslosti a je označená ako E338. Je výborným antioxidantom, zachováva farbu a predlžuje trvanlivosť rôznych nápojov a potravín.

Najmä prídavná látka E338 sa často pridáva k takým obľúbeným výrobkom medzi obyvateľstvom: rôzne údeniny, tavené syry, prášok do pečiva, pekárenské a cukrárske výrobky, mlieko a detská výživa, sladené sýtené nápoje a pod.

Väčšina obľúbený nápoj, ktorý obsahuje kyselinu ortofosforečnú - „Coca-Cola“. Ako viete, takýto nápoj môže dokonca vyčistiť hrdzu z kovových povrchov. Zároveň koncentrácia kyseliny v tomto nápoji nie je taká vysoká, aby pri konzumácii v malých množstvách vážne poškodila ľudský žalúdok.

Výroba domácich chemikálií a stavebných materiálov

Vďaka aktívnemu využívaniu kyseliny fosforečnej a jej dostupnosti uvoľňujú výrobcovia na trh stavebných materiálov ohňovzdorné farby a laky, medzi ktoré patria: lak, smalt, impregnácie, drevené dosky a iné materiály na stavbu a opravu. Kyselina fosforečná je tiež nevyhnutná na výrobu zápaliek.

Roztoky kyseliny ortofosforečnej aktívne používajú remeselníci na drevospracujúcich farmách. Vďaka impregnácii dreva touto látkou sa drevo stáva ohňovzdorným.

Soli kyseliny ortofosforečnej dokonale zmäkčujú chlórovanú vodu, sú obsiahnuté v mnohých domácich chemikáliách. Ide napríklad o pracie prášky a gély, prostriedky na umývanie riadu, kvapaliny na odstraňovanie hrdze a mastnoty z povrchov a pod.

Molekulárna biológia

Používajú ho odborníci na vykonávanie rôznych experimentov a výskumov.

Liek

Je zaujímavé, že v medicíne je kyselina fosforečná súčasťou aktívneho uhlia. Dlhé roky sa aktívne využíva aj v zubnom lekárstve – na výplne. Toto zloženie je v malých množstvách prítomné v zubných pastách a prípravkoch na bielenie zubov.

Málokto si uvedomuje, že kyselina fosforečná je tiež prvkom nepremokavých a vetruodolných materiálov. vrchné oblečenie, najmä - lyžiarske súpravy.

Je kyselina fosforečná škodlivá pre ľudí?

Pamätajte, že všetko je dobré s mierou. Kyselina fosforečná sa považuje za relatívne bezpečnú chemickú zlúčeninu, ak sa dodržiavajú normy jej spotreby. Nadmerná konzumácia kyseliny fosforečnej spolu s jedlom môže viesť k zlému zdraviu, averzii k jedlu, strate hmotnosti a lámavosti kostí. Preto je lepšie vyhnúť sa nadmernej konzumácii potravín s prídavná látka v potravinách E338.

Ak sa kyselina vo forme koncentrovaného roztoku dostane na pokožku a sliznice človeka, sú možné popáleniny. Niektorí zubní lekári si tiež všimli, že kyselina fosforečná poškodzuje vrchnú vrstvu zubnej skloviny, keď sa často používa na zubné ošetrenie.

Kyselina fosforečná sa získava z fosfátov:

Môže sa získať hydrolýzou chloridu fosforečného:

Alebo interakciou s vodným oxidom fosforečným (V) získaným spaľovaním fosforu v kyslíku:

Reakcia s vodou je veľmi búrlivá, preto sa na oxid fosforečný pôsobí koncentrovaným roztokom kyseliny ortofosforečnej zahriatej na 200 °C.

Roztavená kyselina ortofosforečná a jej koncentrované roztoky majú vysokú viskozitu, ktorá je spôsobená tvorbou medzimolekulových vodíkových väzieb.

Kyselina ortofosforečná vo vodných roztokoch oveľa slabšie ako kyseliny sírové a dusičné. Je to trojsýtna kyselina. Elektrolytická disociácia kyseliny, podobne ako iné viacsýtne kyseliny, prebieha v etapách:

H3PO4 H+ + H2PO4- (I štádium)

H2PO4- H+ + NPO42- (II. štádium)

NPO42- N+ + PO43- (III štádium)

H3PO4 3H+ + PO43- (celkový urán)

Všeobecné charakteristiky p-prvky VIA podskupina. Štruktúra atómov. Vlastnosti štruktúry atómu kyslíka. Prevalencia a formy výskytu v prírode. Valencia a oxidačné stavy zlúčenín. Potvrdenie. Hydridy zloženia H2E. Štruktúra molekúl. Tepelná stabilita. Fyzikálne a chemické vlastnosti. Potvrdenie. Redukčné a kyslé vlastnosti.

Prvky skupiny VI hlavnej podskupiny zahŕňajú: kyslík, síra, selén, telúr a polónium (rádioaktívne). V tabuľke nižšie sú zhrnuté údaje o elektrónovej štruktúre atómov týchto prvkov a bodoch topenia a varu (oC)

2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4

218.8 119.3 217 449.8

183 444.6 685 990

Všeobecné charakteristiky. Podskupina kyslíka zahŕňa päť prvkov: kyslík, síru, selén, telúr a polónium (rádioaktívny kov). Ide o p-prvky skupiny VI periodická tabuľka D.I. Majú názov skupiny – chalkogény, čo znamená „tvorba rúd“.

Atómy chalkogénu majú rovnakú vonkajšiu štruktúru energetická úroveň- ns 2 nр 4. To vysvetľuje podobnosť ich chemických vlastností. Všetky chalkogény v zlúčeninách s vodíkom a kovmi vykazujú oxidačný stav -2 a v zlúčeninách s kyslíkom a inými aktívnymi nekovmi - zvyčajne +4 a +6. Pre kyslík, rovnako ako pre fluór, nie je typický oxidačný stav rovný číslu skupiny. Vykazuje oxidačný stav zvyčajne -2 a v kombinácii s fluórom +2. Takéto hodnoty oxidačných stavov vyplývajú z elektrónovej štruktúry chalkogénov.

Na atóme kyslíka V podúrovni 2p sú dva nepárové elektróny. Jeho elektróny nemožno oddeliť, pretože na vonkajšej (druhej) úrovni nie je žiadna d-podúroveň, t.j. neexistujú žiadne voľné orbitály. Preto je valencia kyslíka vždy rovná dvom a oxidačný stav je -2 a +2 (napríklad v H20 a ОF2). Rovnaké sú valenčné a oxidačné stavy atómu síry v neexcitovanom stave. Pri prechode do excitovaného stavu (ku ktorému dochádza pri dodaní energie, napríklad pri zahrievaní), atóm síry najskôr oddelí svoje 3p a potom 3s elektróny (znázornené šípkami). Počet nepárových elektrónov, a teda aj valencia v prvom prípade je štyri (napríklad v SO 2) a v druhom - šesť (napríklad v SO 3). Je zrejmé, že aj valencie 2, 4, 6 sú charakteristické pre analógy síry - selén, telúr a polónium a ich oxidačné stavy sa môžu rovnať -2, +2, +4 a +6.

Vodíkové zlúčeniny prvkov podskupiny kyslík zodpovedajú vzorcu H 2 R (R je symbol prvku): H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Nazývajú sa chalkovodíky. Keď sa rozpustia vo vode, tvoria sa kyseliny. Sila týchto kyselín sa zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku, čo sa vysvetľuje poklesom väzbovej energie v rade zlúčenín H 2 R Voda, ktorá sa disociuje na ióny H + a OH -, je amfotérny elektrolyt.