Черен фосфор. Фосфор: атомна структура, химични и физични свойства
(първи електрон)
(според Полинг)
| П | 15 |
| 30,973762 | |
| 3s 2 3p 3 | |
| Фосфор | |
Фосфор- един от най-разпространените елементи на земната кора, съдържанието му е 0,08-0,09% от масата му. Не се среща в свободно състояние поради високата си химическа активност. Образува около 190 минерала, най-важните от които са апатит Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и др. Фосфорът се намира във всички части на зелените растения, още повече в плодовете и семената (вижте фосфолипиди). Съдържа се в животинските тъкани, той е част от протеини и други основни органични съединения (АТФ), е елемент на живота.
История
Фосфороткрит от хамбургския алхимик Хениг Бранд през 1669 г. Подобно на други алхимици, Бранд се опита да намери еликсира на живота или философския камък и получи светеща субстанция.
Малко по-късно фосфорът е получен от друг немски химик Йохан Кункел.
Независимо от Бранд и Кункел, фосфорът е получен от Р. Бойл, който го описва в статията „Метод за получаване на фосфор от човешка урина“ от 14 октомври 1680 г. и публикувана през 1693 г.
Подобрен метод за производство на фосфор е публикуван през 1743 г. от Андреас Маргграф.
Има доказателства, че арабските алхимици все още са били в състояние да получат фосфор през XII век.
произход на името
Получаване
- 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с излишък от кислород),
- 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (с бавно окисление или с липса на кислород).
Взаимодейства с много прости вещества - халогени, сяра, някои метали, показвайки окислителни и редуциращи свойства: алкали
В алкалните разтвори диспропорционирането се наблюдава в по-голяма степен:
- 4P + 3KOH + 3H 2 O → PH 3 + 3KH 2 PO 2.
Възстановяващи свойства
Силните окислители превръщат фосфора във фосфорна киселина:
- 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO;
- 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.
Реакцията на окисление протича и при запалени кибрити.Бертолетовата сол действа като окислител:
- 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5
Приложение
Фосфорът е най-важният биогенен елемент и в същото време се използва широко в промишлеността. Червеният фосфор се използва при производството на кибрит. Заедно с фино натрошено стъкло и лепило се нанася отстрани на кутията. При триене на кибритена глава, която съдържа калиев хлорат и сяра, се получава запалване.
Елементарен фосфор
Може би първото свойство на фосфора, което човек е поставил на служба, е запалимост. Запалимостта на фосфора е много висока и зависи от алотропната модификация.
Най-активният химичен, токсичен и запалим бял ("жълт") фосфор, поради което се използва много често (в запалителни бомби и др.).
Червеният фосфор е основната модификация, произвеждана и консумирана от индустрията. Използва се в производството на кибрит, експлозиви, запалителни съединения, горива, както и смазки за екстремно налягане, като гетеро при производството на лампи с нажежаема жичка.
Фосфорът присъства в живите клетки под формата на орто- и пирофосфорни киселини, влиза в състава на нуклеотиди, нуклеинови киселини, фосфопротеини, фосфолипиди, коензими и ензими. Човешките кости са съставени от хидроксилапатит 3Ca 3 (PO 4) 3 · CaF 2. Зъбният емайл съдържа флуорапатит. Основната роля в преобразуването на фосфорните съединения в човешкия и животинския организъм играе черният дроб. Обмяната на фосфорни съединения се регулира от хормони и витамин D. Дневната нужда на човека от фосфор е 800-1500 mg. При липса на фосфор в организма се развиват различни костни заболявания.
Токсикология на елементарен фосфор
Червен фосфорпрактически нетоксичен. Прахът от червен фосфор, навлизайки в белите дробове, причинява пневмония с хронично действие.
Бял фосфор Максимално допустима концентрация на фосфорни пари във въздуха е 0,03 mg / m³.
Токсикология на фосфорните съединения
Някои фосфорни съединения (фосфин) са силно токсични. Химическите бойни агенти зарин, зоман и стадо са фосфорни съединения.
Страница 1
Червеният фосфор има специфично тегло 2 20; топи се при налягане 43 атм при температура 590 С.
Червеният фосфор енергично взаимодейства с алкалните метали в течен амоняк, за да образува фосфиди на алкални метали с различна степен на полимеризация, в зависимост от съотношението на фосфора и алкалния метал, взети в реакцията. Следващото добавяне на алкилхалогениди към реакционната смес води до образуването на съответните фосфини или полифосфини и при допълнително действие върху същата реакционна смес от елементи от група VI се образуват петвалентни фосфорни производни.
Червеният фосфор се получава чрез нагряване на бял фосфор при 280 - 340 без въздух. Това е прах. Червеният фосфор, за разлика от белия, не е отровен.
Червеният фосфор се получава при продължително нагряване на белия фосфор при 280 - 340 С без достъп на въздух. Това е тъмночервен прах, неразтворим във вода и въглероден дисулфид. Червеният фосфор е по-малко химически активен от белия фосфор. Възпламенява се само при температура от около 260 С.
Червеният фосфор се получава чрез нагряване на бял кислород без достъп при 280 - 340 C. Във въздуха той се запалва при 240 C, неразтворим във въглероден дисулфид, по-слабо реактивен от белия фосфор.
Червеният фосфор се различава в много отношения от белия фосфор. Той е по-малко токсичен от белия фосфор, окислява се много бавно на въздух, не свети на тъмно и не се разтваря във въглероден дисулфид. При силно нагряване червеният фосфор сублимира, а изпаренията му, когато се кондензират, дават бял фосфор.
Червеният фосфор е способен на същите химични реакции като белия фосфор, но реакциите с червения фосфор са много по-бавни, отколкото с белия фосфор.
Червеният фосфор има различни свойства от белия и химическата му активност е много по-малка, поради което не се самозапалва във въздуха. Червеният фосфор не се разтваря в въглероден дисулфид и в етер.
Червеният фосфор се получава от белия фосфор при продължително нагряване без достъп на въздух при 280 - 300 С. Кристалната му решетка е атомарна, не се разтваря в органични разтворители, не е отровна. Съхранявайте го в плътно затворен съд.
Червеният фосфор практически не се окислява във въздуха и се запалва само при температури над 250 С.
Парижката библиотека съдържа ръкопис по алхимия, който описва откриване на фосфор... Според документа Алхид Бахил е първият, който изолира елемента в най-чистата му форма.
Живял е през 12 век. Фосформъжът получавал чрез дестилация на урина с вар и. Алхимикът нарече светещото вещество ескарбукул. Сегашното име на елемента е дадено от Хенинг Бранд.
Той съчетал гръцките думи „светлина“ и „аз нося“. Германецът изтъкна бял фосфорпрез 1669 г., документирайки заслугите му, говорейки пред научната общност.
Хенинг Бранд, подобно на Алхид Бахил, използва изпарената урина, но я нагрява с бял пясък. През 17-ти век и през 12-ти сиянието на полученото вещество изглеждаше като чудо. Съвременниците имат физически фосфорни свойстваразличен вид.
Физични и химични свойства на фосфора
Елемент фосфорсвети поради окислителни процеси. Взаимодействието с кислорода е бързо, възможно е самозапалване.
Бързото и обилно освобождаване на химическа енергия води до превръщането й в светлинна енергия. Процесът се извършва дори при стайна температура.
Това е тайната на блясъка фосфор. КислородРеагира най-лесно с модификацията на белия елемент. Може да се обърка с восък, парафин за свещи. Веществото се топи вече при 44 градуса по Целзий.
Свойства на фосфорабелият цвят се различава от свойствата на други модификации на елементите. Те са например нетоксични.
Безцветният фосфор е отровен и неразтворим във вода. По правило той е блокиран от окисляването на праха. Без да реагира с вода, бял фосфорлесно се разтваря в органична материя, например въглероден дисулфид.
В първата модификация вещество фосфорнай-малко плътен. Има само 1800 грама на кубичен метър. В същото време смъртоносната доза за хората е само 0,1 грама.
Още по-отровен жълт фосфор... Всъщност това е един вид бяло, но не е рафинирано. Плътността на веществото е същата, запалимостта е същата.
Точката на топене е малко по-ниска - 34 градуса. Елементът кипи при 280 градуса по Целзий. Поради замърсяването по време на горенето се отделя гъст дим. Жълтият фосфор, подобно на белия, не реагира с вода.
Все още има червен фосфор... За първи път е получен през 1847 г. Австрийският химик Шрьотер нагрява бялата модификация на елемента до 500 градуса в атмосфера от въглероден окис.
Реакцията се провежда в запечатана колба. Полученият вид фосфор се оказа термодинамично стабилен. Веществото се разтваря само в някои разтопени метали.
Запалете фосфорен атомможе само когато атмосферата се затопли до 250 градуса по Целзий. Алтернативата е активно триене или твърд удар.
Цветът на червения фосфор е не само алеен, но и лилав. Няма блясък. Отровността също почти липсва. Токсичният ефект от червената модификация на елемента е минимален. Следователно именно аленият фосфор се използва широко в индустрията.
Предпоследната модификация на елемента е черна. Получена през 1914 г., тя е най-стабилната. Веществото има метален блясък. Повърхността на черния фосфор е лъскава, подобна на.
Модификацията не се поддава на никакъв разтворител; тя се запалва само в атмосфера, загрята до 400 градуса. Фосфорна масачерното е най-голямо, както и плътността. Веществото се "ражда" от бяло при налягане от 13 000 атмосфери.
Ако налягането се доведе до свръхвисоко, се появява последната, метална модификация на елемента. Плътността му достига почти 4 грама на кубичен сантиметър. Фосфорна формулане се променя, но кристалната решетка се трансформира. Става кубичен. Веществото започва да провежда електрически ток.
Използване на фосфор
Фосфорен оксидслужи като агент, генериращ дим. Когато се запали, жълтата модификация на елемента създава плътен воал, който е полезен в отбранителната индустрия.
По-конкретно, фосфорът се добавя към куршума за проследяване. Оставяйки димна следа след себе си, те ви позволяват да регулирате посоката и точността на съобщенията. „Пътеката” е запазена за километър.
Във военната индустрия фосфорът е намерил място, точно като запалител. В тази роля елементът действа и за мирни цели. Така че червената модификация се използва при производството на кибрит. Смазват се с пара фосфор-сяра, тоест сулфид на 15-ия елемент.
Фосфорният хлорид е необходим при производството на пластификатори. Това е името на добавките, които повишават пластичността на пластмасите и други полимери. Хлоридът също се изкупува от фермерите. Те смесват веществото с инсектициди.
Използват се за унищожаване на вредители в полетата, по-специално насекоми. Засаждането се напръсква с пестициди. Вече имат дует калций-фосфорили фосфиди.
Ако насекомите се убиват с помощта на фосфорни смеси, тогава растенията се отглеждат. И така, двойки азот-фосфори калиев фосфор- редовните торове. 15-ият елемент подхранва насажденията, ускорява развитието им, повишава продуктивността. Фосфорът също е необходим за хората.
В костите, вериги на нуклеинови киселини, протеини, той е скрит около 800 грама. Не е за нищо, че елементът е получен за първи път чрез дестилация на урина. Резервите на тялото изискват ежедневно попълване от 1,2-1,5 грама. Те идват с морски дарове, бобови растения, сирена и хляб.
Фосфорни киселинидобавени към продуктите и изкуствено. За какво? Разредената фосфорна киселина служи като подобрител на вкуса на сиропи, мармалади и газирани напитки. Ако в продукта е посочен E338, говорим за съединение с участието на 15-ия елемент от периодичната таблица.
Използване на фосфорприродата не го е свързала със своя блясък. Мъжът от своя страна се фокусира върху този имот. И така, лъвският дял от запасите на елемента отива за производството на бои. Съставите за автомобили също ги предпазват от корозия. Изобретени бои за и гланцови повърхности. Има опции за дърво, бетон, пластмаса.
Много синтетични почистващи препарати не могат без елемент 15. Те съдържат магнезий. Фосфорсвързва нейните йони.
В противен случай ефективността на съставите е намалена. Без 15-ти елемент качеството на някои стомани също намалява. Тяхната основа е желязо. Фосфор- само.
Добавката увеличава здравината на сплавта. В нисколегираните стомани фосфорът е необходим за улесняване на манипулацията и повишаване на устойчивостта на корозия.
Добив на фосфор
В периодичната таблица фосфорът е 15-ти, но по разпространение на Земята - 11-ти. Веществото не е рядкост извън планетата. И така, метеоритите съдържат от 0,02 до 0,94% фосфор. Намира се и в почвени проби, взети от Луната.
Земни представители на елемента - 200 минерала, създадени от природата на негова основа. Фосфорът не се среща в чиста форма. Дори в литосферата той е представен от ортофосват, тоест е окислен до най-висока степен.
За да изолират чистия елемент, индустриалците работят с калциев фосфат. Получава се от фосфорити и вторапатити. Това са 2-те минерала, най-богати на елемент 15. След реакцията на редукция остава 100% фосфор.
Коксът, тоест въглеродът, действа като редуциращ агент. В същото време калцият се свързва с пясъка. Всичко това се прави от експерти в електрическите пещи. Тоест процесът на отделяне на фосфор е електротермичен.
Такова е производството на бял или жълт фосфор. Всичко зависи от степента на почистване. Какво трябва да се направи, за да се превърне продукта в червени, черни, метални модификации е описано в глава "Химически и физични свойства на елемента".
Цена на фосфора
Има фирми и магазини, специализирани в доставката на химически суровини. Фосфорът обикновено се предлага в опаковки от 500 грама и килограми. За червена модификация с тегло 1000 грама те искат около 2000 рубли.
Белият фосфор се предлага по-рядко и е с около 30-40% по-евтин. Черните и металните модификации са скъпи и като правило се продават по поръчка чрез големи производствени предприятия.
Жълт фосфор
Суровият бял фосфор обикновено се нарича "жълт фосфор". Силно отровно (MPC в атмосферен въздух 0,0005 mg / m³), запалимо кристално вещество от светложълт до тъмнокафяв цвят. Не се разтваря във вода, лесно се окислява на въздух и се запалва спонтанно. Гори с ослепителен яркозелен пламък, отделяйки гъст бял дим. Въпреки факта, че в резултат на реакцията между фосфор и вода
4P + 6H 2 O> PH 3 + 3H 3 PO 2
Освобождава се отровен газ фосфин (PH 3), вода в големи количества или разтвор на меден сулфат (CuSO 4) се използва за гасене на фосфора, след гасене фосфорът се покрива с мокър пясък. За да се предотврати спонтанно запалване, жълтият фосфор се съхранява и транспортира под слой вода (разтвор на калциев хлорид).
Червен фосфор
Червеният фосфор, наричан още виолетов фосфор, е по-термодинамично стабилна модификация на елементарния фосфор. За първи път е получен през 1847 г. чрез нагряване на бял фосфор при 500 ° C в атмосфера на въглероден оксид (CO) в запечатана стъклена ампула.
Възможно е разтварянето на червения фосфор само в някои разтопени метали (олово и бисмут), който понякога се използва за получаване на неговите големи кристали. Неразтворим е във вода, както и в бензол, въглероден дисулфид и други, ще разтворим във фосфорен трибромид. При температура на сублимация червеният фосфор се превръща в пара, при охлаждане на която се образува предимно бял фосфор.
Черен фосфор
Черният фосфор е най-стабилната термодинамично и химически най-слабо активната форма на елементарния фосфор. За първи път черният фосфор е получен през 1914 г. от американския физик П.У. Bridgeman, изработен от бял фосфор под формата на черни лъскави кристали с висока (2690 kg / m3) плътност.
Черният фосфор е черно вещество с метален блясък, мазно на допир и много подобно на графита и напълно разтворимо във вода или органични разтворители.
Метален фосфор
При 8,3 × 10 10 Pa черният фосфор преминава в нова, още по-плътна и по-инертна метална фаза с плътност 3,56 g / cm3 и с по-нататъшно повишаване на налягането до 1,25 × 10 11 Pa става още по-плътна и придобива кубична кристална решетка, като в същото време нейната плътност се увеличава до 3,83 g / cm3. Металният фосфор провежда електрически ток много добре.
Фосфор и неговите съединения
Въведение
Глава I. Фосфорът като елемент и като просто вещество
1.1. Фосфор в природата
1.2. Физически свойства
1.3. Химични свойства
1.4. Получаване
1.5. Приложение
Глава II. Фосфорни съединения
2.1. Оксиди
2.2. Киселини и техните соли
2.3. Фосфин
Глава III. Фосфатни торове
Заключение
Библиографски списък
Въведение
Фосфорът (лат. Phosphorus) P е химичен елемент от група V на периодичната система на Менделеев с атомно число 15, атомна маса 30,973762 (4). Помислете за структурата на фосфорния атом. На външното енергийно ниво на атома на фосфора има пет електрона. Графично изглежда така:1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 3 3д 0
През 1699 г. хамбургският алхимик Х. Бранд, в търсене на „философски камък“, за който се предполага, че е способен да превърне неблагородните метали в злато, при изпаряване на урината с въглища и пясък, изолира бяла восъчна субстанция, способна да свети.
Името "фосфор" идва от гръцки. "Phos" - светлина и "phoros" - носител. В Русия терминът "фосфор" е въведен през 1746 г. от M.V. Ломоносов.
Основните съединения на фосфора включват оксиди, киселини и техните соли (фосфати, дихидрогенфосфати, водородни фосфати, фосфиди, фосфити).
Торовете съдържат много фосфор-съдържащи вещества. Такива торове се наричат фосфорни торове.
Глава аз Фосфорът като елемент и като просто вещество
1.1 Фосфор в природата
Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесната си окисляемост, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения. Основните фосфорни минерали са фосфорити и апатити, от които най-разпространен е флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Фосфоритите са широко разпространени в Урал, Поволжието, Сибир, Казахстан, Естония и Беларус. Най-големите находища на апатит се намират на Колския полуостров.
Фосфорът е основен елемент на живите организми. Намира се в костите, мускулите, мозъчната тъкан и нервите. Молекулите на АТФ са изградени от фосфор – аденозинтрифосфорна киселина (АТФ е колектор и носител на енергия). Тялото на възрастен човек съдържа средно около 4,5 кг фосфор, главно в комбинация с калций.
Фосфорът се намира и в растенията.
Естественият фосфор се състои само от един стабилен изотоп 31 R. Днес са известни шест радиоактивни изотопа на фосфора.
1.2 Физически свойства
Фосфорът има няколко алотропни модификации - бял, червен, черен, кафяв, виолетов фосфор и др. Първите три от тях са най-проучени.
Бял фосфор- безцветно, с жълтеникав оттенък кристално вещество, светещо в тъмното. Плътността му е 1,83 g / cm 3. Не се разтваря във вода, добре се разтваря във въглероден дисулфид. Има характерна миризма на чесън. Точка на топене 44°С, температура на самозапалване 40°С. За да предпази белия фосфор от окисляване, той се съхранява под вода на тъмно (на светлина се трансформира в червен фосфор). На студено белият фосфор е крехък, при температури над 15 ° C става мек и се нарязва с нож.
Молекулите на белия фосфор имат кристална решетка, в чиито възли има P 4 молекули под формата на тетраедър.
Всеки фосфорен атом е свързан с три σ-връзки с останалите три атома.
Белият фосфор е отровен и причинява изгаряния, които трудно се лекуват.
Червен фосфор- прахообразно вещество с тъмночервен цвят без мирис, не се разтваря във вода и въглероден дисулфид, не свети. Температура на запалване 260 ° C, плътност 2,3 g / cm 3. Червеният фосфор е смес от няколко алотропни модификации, различаващи се по цвят (от алено до лилаво). Свойствата на червения фосфор зависят от условията за неговото производство. Не е отровен.
Черен фосфорподобен на външен вид на графита, мазен на допир, има полупроводникови свойства. Плътност 2,7 g / cm 3.
Червеният и черният фосфор имат атомна кристална решетка.
1.3 Химически свойства
Фосфорът е неметал. В съединенията обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко - +3 и –3 (само при фосфиди).
Реакциите с бял фосфор са по-лесни, отколкото с червения фосфор.
I. Взаимодействие с прости вещества.
1. Взаимодействие с халогени:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (фосфор (III) хлорид),
PCl3 + Cl2 = PCl5 (фосфорен (V) хлорид).
2. Взаимодействие с нематали:
2P + 3S = P 2 S 3 (фосфорен (III) сулфид.
3. Взаимодействие с метали:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (калциев фосфид).
4. Взаимодействие с кислорода:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (фосфорен (V) оксид, фосфорен анхидрид).
II. Взаимодействие със сложни вещества.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
1.4 Получаване
Фосфорът се получава от натрошени фосфорити и апатити, като последните се смесват с въглища и пясък и се калцинират в пещи при 1500 ° C:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2
6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.Фосфорът се отделя като пари, които кондензират в приемник под вода, за да образуват бял фосфор.
При нагряване до 250-300 ° C без достъп на въздух, белият фосфор се превръща в червен.
Черният фосфор се получава чрез продължително нагряване на бял фосфор при много високо налягане (200 ° C и 1200 MPa).
1.5 Приложение
Червеният фосфор се използва при производството на кибрит (виж снимката). Той е част от смес, нанесена отстрани на кибритена кутия. Основният компонент на състава на кибритената глава е KClO 3 солта на Berthollet. От триенето на главата на кибрита срещу разпръскването на кутията, фосфорните частици се запалват във въздуха. В резултат на реакцията на окисление на фосфора се отделя топлина, което води до разлагане на бертолетовата сол.
KCl +.Полученият кислород допринася за запалването на кибритената глава.
Фосфорът се използва в металургията. Използва се за получаване на проводници и е част от някои метални материали, като калай бронз.
Фосфорът се използва и при производството на фосфорна киселина и пестициди (дихлорфос, хлорофос и др.).
Белият фосфор се използва за създаване на димни завеси, тъй като при изгаряне произвежда бял дим.
Глава II ... Фосфорни съединения
2.1 Оксиди
Фосфорът образува няколко оксида. Най-важните от тях са фосфорен (V) оксид P 4 O 10 и фосфорен (III) оксид P 4 O 6. Често техните формули са написани в опростен вид - P 2 O 5 и P 2 O 3. Структурата на тези оксиди запазва тетраедричното разположение на фосфорните атоми.
Фосфорен оксид(III) P 4 O 6 е восъчна кристална маса, която се топи при 22,5 ° C и се превръща в безцветна течност. Отровен.
Когато се разтваря в студена вода, образува фосфорна киселина:
P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,
а при взаимодействие с алкали съответните соли (фосфити).
Силен редуктор. При взаимодействие с кислород той се окислява до P 4 O 10.
Фосфорният (III) оксид се получава чрез окисление на белия фосфор при липса на кислород.
Фосфорен оксид(V) P4O10 е бял кристален прах. Температурата на сублимация е 36 ° C. Той има няколко модификации, една от които (така наречената летлива) има състав P 4 O 10. Кристалната решетка на тази модификация е съставена от Р 4 О 10 молекули, свързани помежду си чрез слаби междумолекулни сили, които лесно се разкъсват при нагряване. Оттук и нестабилността на този вид. Други модификации са полимерни. Те са образувани от безкрайни слоеве PO 4 тетраедри.
Когато P 4 O 10 взаимодейства с вода, се образува фосфорна киселина:
P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.
Като кисел оксид P 4 O 10 реагира с основни оксиди и хидроксиди.
Образува се при високотемпературно окисление на фосфор в излишък от кислород (сух въздух).
Поради изключителната си хигроскопичност, фосфорният (V) оксид се използва в лабораторни и промишлени технологии като изсушаващ и дехидратиращ агент. По своя изсушаващ ефект превъзхожда всички останали вещества. Той отнема химически свързана вода от безводната перхлорна киселина, за да образува нейния анхидрид:
4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7.
2.2 Киселини и техните соли
а) Фосфорна киселина H 3 PO 3. Безводната фосфорна киселина H 3 PO 3 образува кристали с плътност 1,65 g / cm 3, топящи се при 74 ° C.
Структурна формула:
.Когато безводен H 3 PO 3 се нагрява, настъпва реакция на диспропорциониране (самоокисление-самовъзстановяване):
4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4.
соли на фосфорната киселина - фосфити... Например K 3 PO 3 (калиев фосфит) или Mg 3 (PO 3) 2 (магнезиев фосфит).
Фосфорната киселина H 3 PO 3 се получава чрез разтваряне на фосфорен (III) оксид във вода или хидролиза на фосфорен (III) хлорид РCl 3:
РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.
б) Фосфорна киселина (ортофосфорна киселина) H 3 PO 4.
Безводната фосфорна киселина е леки прозрачни кристали, които се разпространяват във въздуха при стайна температура. Точка на топене 42,35°С. С вода фосфорната киселина образува разтвори с всякаква концентрация.
