Фосфорноватистая кислота — это… Что такое Фосфорноватистая кислота?

Фосфорноватистая кислота H₃PO₂ — сильная одноосновная кислота. Бесцветное твердое вещество, растворимое в воде, спиртах и диоксане.

Фосфорноватистая кислота HOP(O)H₂ существует в равновесии со своим таутомером HP(OH)₂.

Получение

Фосфорноватистую кислоту получают в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

2Р₄(белый) + 3Ва(ОН)₂ + 6H₂O → 2PH₃ + 3Ва(Н₂PO₂)₂

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой (серной):

Ва(Н₂PO₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2H₃PO₂

Фосфинаты

Соли фосфорноватистой кислоты называются фосфинатами или гипофосфитами. Они хорошо растворимы в воде. Примеры фосфинатов:

Свойства

Гипофосфиты и фосфорноватистая кислота являются энергичными восстановителями, особенно в кислой среде. Наибольшее практическое значение имеет их способность восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла. Сама кислота H

3PO₂ при этом окисляется до фосфористой кислоты h4РО3:

Ni²⁺ + 2H₂PO₂^– + 2H₂O → Ni⁰ + 2H₂PO₃^– + Н₂ + 2H⁺

С помощью таких реакций можно получать прочные металлические покрытия. Методом химического металлирования можно покрывать неэлектропроводные вещества, например стекло, керамику, пластмассы, для которых нельзя применять электрохимические методы.

Соли фосфорноватистой кислоты также используются для приготовления лекарственных препаратов.

Источники

• Карапетьянц М. Х. Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия1994
• Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неограническая химия ч. 2 М.: Мир, 1969

Ссылки

Фосфорноватистая кислота

dic.academic.ru

Оксиды фосфора. Фосфорная кислота | АЛХИМИК

Фосфор образует очень большое число различных оксидов и кислот. Среди них наиболее устойчивыми являются оксид фосфора (V) и соответствующая ему ортофосфорная, или фосфорная, кислота Н₃РО₄.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р₂О₅ – белый порошок, без запаха. По своему характеру является типичным кислотным оксидом. При растворении в воде гидратируется с образованием следующих кислот:

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует с основаниями и основными оксидами, например:

P₂O₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

P₂O₅ + 3BaO = Ba₃(PO₄)₂

При взаимодействии Р₂О₅ со щелочами в зависимости от соотношения реагентов могут образовываться не только средние, но и кислые соли:

P₂O₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + H₂O

P₂O₅ + 2NaOH + H₂O = 2NaH₂PO₄

Хотя в Р₂О₅ фосфор имеет высшую степень окисления +5, оксид фосфора (V) не проявляет сколько-нибудь выраженных окислительных свойств, так как эта степень окисления для фосфора очень устойчива.

Оксид фосфора (V) является прекрасным водопоглощающим и водоотнимающим средством. На этом основано его использование в эксикаторах (сосудах для высушивания веществ), при проведении реакций дегидратации и т.д.

Фосфорная кислота

Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н₃РО₄ – бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при температуре 42 ^оС, очень хорошо растворимое в воде. Фосфорная кислота является трёхосновной кислотой средней силы.

В лаборатории её получают окислением фосфора разбавленной азотной кислотой.

В промышленности Н₃РО₄ получают экстракционным методом, обрабатывая природные фосфаты серной кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 3CaSO₄

а также термическим методом, восстанавливая природные фосфаты до свободного фосфора, который затем сжигают и образующийся при этом Р₂О₅ растворяют в воде.

Фосфорная кислота обладает всеми общими свойствами кислот, но она значительно слабее таких кислородсодержащих кислот, как серная и азотная. В отличие от этих кислот фосфорная кислота не обладает даже значительными окислительными свойствами, несмотря на устойчивость степени окисления +5.

Применение фосфорной кислоты

Помимо производства удобрений, фосфорную кислоту используют при изготовлении реактивов, многих органических веществ, для получения катализаторов, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности и т.д.

Соли фосфорной кислоты

Как трёхосновная кислота Н₃РО₄ образует три ряда солей: средние (нормальные) соли – фосфаты; кислые соли – гидрофосфаты и дигидрофосфаты.

Например, при нейтрализации фосфорной кислоты гидроксидом натрия в зависимости от молярного соотношения кислоты и щёлочи могут идти следующие реакции:

Н₃РО₄ + 3NaOH = Na₃PO

4 + 3H₂O

Н₃РО₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

Н₃РО₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

Большинство средних солей – фосфатов – нерастворимо в воде. Исключением являются лишь фосфаты щелочных металлов и аммония. Многие же кислые соли фосфорной кислоты, хорошо растворяются в воде, причем наиболее растворимыми являются дигидрофосфаты.

Фосфорные удобрения

Минерал апатит

Фосфор, как и азот, является одним из тех элементов, который необходим для питания растений. Поэтому наряду с азотными в сельском хозяйстве широко используются фосфорные удобрения. В качестве удобрения можно использовать только водорастворимые соединения. В связи с этим основная задача при производстве фосфорных удобрений  — превращение нерастворимого фосфата кальция (основа фосфоритов и апатитов) в растворимые кислые фосфаты.

Важнейшее фосфорное минеральное удобрение – суперфосфат (или простой суперфосфат), который получают обработкой природных фосфоритов серной кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄

Образующаяся смесь содержит дигидрофосфат кальция, который хорошо растворим в воде, и сульфат кальция, который не имеет практического значения.

Для получения двойного суперфосфата из природного фосфорита выделяют сначала фосфорную кислоту по реакции:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РО₄ + 3CaSO₄↓

Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита:

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидроксидом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением:

H₃PO₄ + Ca(OH)₂ = CaHPO₄∙2H₂O

СаНРО₄ плохо растворяется в воде, но достаточно хорошо растворим при внесении его в кислые почвы.

Аммофос

В последнее время широкое распространение получили сложные удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов.

Важнейшим из них является аммофос, который содержит азот и фосфор и образуется при взаимодействии аммиака и фосфорной кислоты:

NH₃ + H₃PO₄ = NH₄H₂PO₄

2NH₃ + H₃PO₄ = (NH₄)₂HPO₄

Смесь аммофоса с калийной селитрой KNO₃ называется аммофоской. Это удобрение содержит все наиболее необходимые растениям питательные элементы – азот, фосфор и калий.

*на изображении записи минерал апатит

Похожее

al-himik.ru

Как решать С2 по химии — подсказки и советы » HimEge.ru

Задание С2 ЕГЭ по химии представляет собой описание химического эксперимента, в соответствии с которым нужно будет составить 4 уравнения реакции. По статистике, это одно из самых сложных заданий, очень низкий процент сдающих с ним справляется. Ниже приводятся рекомендации по поводу решения задания С2.

Во — первых, чтобы верно решить задание С2 ЕГЭ по химии нужно правильно представлять себе те действия, которым подвергаются вещества (фильтрование, выпаривание, обжиг, прокаливание, спекание, сплавление). Необходимо понимать, где с веществом происходит физическое явление, а где – химическая реакция. Наиболее часто используемые действия с веществами описаны ниже.

Фильтрование – способ разделения неоднородных смесей с помощью фильтров – пористых материалов, пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твёрдые вещества. При разделении смесей, содержащих жидкую фазу, на фильтре остается твердое вещество, через фильтр проходит

фильтрат.

Выпаривание — процесс концентрирования растворов путём испарения растворителя. Иногда выпаривание проводят до получения насыщенных растворов, с целью дальнейшей кристаллизации из них твердого вещества в виде кристаллогидрата, или до полного испарения растворителя с целью получения растворенного вещества в чистом виде.

Прокаливание – нагревание вещества с целью изменения его химического состава. Прокаливание может проводиться на воздухе и в атмосфере инертного газа. При прокаливании на воздухе кристаллогидраты теряют кристаллизационную воду, например, CuSO₄∙5H₂O→CuSO₄+ 5H₂O
Термически нестойкие вещества разлагаются:
Cu(OH)₂ →CuO + H

2O; CaCO₃→ CaO + CO₂

Спекание, сплавление – это нагревание двух и более твердых реагентов, приводящее к их взаимодействию. Если реагенты устойчивы к действию окислителей, то спекание можно проводить на воздухе:
Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂

Если же один из реагентов или продукт реакции могут окисляться компонентами воздуха, процесс проводят с инертной атмосфере, например: Сu + CuO → Cu₂O

Вещества, неустойчивые к действию компонентов воздуха, при прокаливании окисляются, реагируют с компонентами воздуха:
2Сu + O₂ → 2CuO;
4Fe(OH)₂ + O₂ →2Fe₂O₃ + 4H₂O

Обжиг – процесс термической обработки, приводящий к сгоранию вещества.

Во-вторых, знание характерных признаков веществ (цвет, запах, агрегатное состояние) Вам послужит подсказкой или проверкой правильности выполненных действий. Ниже представлены наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ.

Признаки газов:

Окрашенные: Cl₂ – желто-зеленый; NO₂ –  бурый; O₃ – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в  воде, Cl₂  и NO₂ реагируют с ней.

Бесцветные без запаха: Н₂, N₂, O₂, CO₂, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде.

Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO₂ (резкие запахи), NH₃(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH₃(чесночный), H₂S(тухлых яиц) —  мало растворимы в  воде, ядовиты.

Окрашенные растворы:

Желтые: Хроматы, например K₂CrO₄, растворы солей железа (III), например, FeCl₃.

 Оранжевые:  Бромная вода, cпиртовые и спиртово-водные растворы йода  (в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого), дихроматы, например, K₂Cr₂O₇

Зеленые:  Гидроксокомплексы хрома (III), например, K₃[Cr(OH)₆], соли никеля (II), например NiSO₄, манганаты, например, K₂MnO₄

Голубые:  Соли меди (II), например СuSO₄

От  розового  до  фиолетового: Перманганаты, например, KMnO₄

От  зеленого  до  синего: Соли хрома (III), например, CrCl₃

Окрашенные осадки:

Желтые: AgBr, AgI, Ag₃PO₄, BaCrO₄, PbI₂,CdS

Бурые:  Fe(OH)₃, MnO₂

Черные, черно-бурые: Сульфиды меди, серебра, железа, свинца

Синие: Cu(OH)₂, KFе[Fe(CN)₆]

Зеленые: Cr(OH)₃ – серо-зеленый, Fe(OH)₂  – грязно-зеленый, буреет на воздухе

Другие окрашенные вещества:

Желтые: сера, золото, хроматы

Оранжевые: oксид меди (I) –  Cu₂O, дихроматы

Красные: бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe₂O₃, CrO₃

Черные: СuO, FeO, CrO

Серые с металлическим блеском: Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов.

Зеленые: Cr₂O₃, малахит  (CuOH)₂CO₃, Mn₂O₇ (жидкость)

В-третьих, при решении заданий  С2 по химии для большей наглядности, можно порекомендовать составлять схемы превращений или последовательность получаемых веществ.

И наконец, для того, чтобы решать такие задачи, надо чётко знать свойства  металлов, неметаллов и их соединений: оксидов, гидроксидов, солей. Необходимо повторить свойства азотной и серной кислот, перманганата и дихромата калия, окислительно-восстановительные свойства различных соединений, электролиз растворов и расплавов различных веществ, реакции разложения соединений разных классов, амфотерность, гидролиз солей.

Типовые задания  С2 ЕГЭ по химии с решениями

himege.ru

Фосфор и его соединения

Фосфор (P) — открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.
Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3
 
Важнейшие аллотропные модификации
 
Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.
 
Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.
 
Чёрный фосфор — полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 • 109 Па), устойчив.
 
Получение
 
Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):
 
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  –t°®  3CaSiO3 + 5CO­ + 2P­
 
Химические свойства.
 

      1.      Реакции с кислородом:

4P0 + 5O2  –t°®  2P2+5O5
 

      (при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2  –t°®  2P2+3O3)

 

      2.      С галогенами и серой:

2P + 3Cl2 ® 2PCl3
2P + 5Cl2 ® 2PCl5
2P + 5S  –t°®  P2S5
 

      (галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
      
      PCl3 + 3h3O ® h4PO3 + 3HCl
      PCl5 + 4h3O ® h4PO4 + 5HCl)

 

      3.      С азотной кислотой:

 
3P0 + 5HN+5O3 + 2h3O ® 3h4P+5O4 + 5N+2O­
 

      4.      С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления — 3:

 
2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3
 

      (фосфид магния легко разлагается водой

 
Mg3P2 + 6h3O ® 3Mg(OH)2 + 2Ph4­(фосфин))
3Li + P ® Li3P-3
 

      5.      Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3h3O ® Ph4­ + 3Nah3PO2
 
 В реакциях (1,2,3) — фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) — как окислитель; реакция (5) — пример реакции диспропорционирования.
 
Соединения фосфора
 
P-3h4 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С.
 
Получение
 
Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:
 
Ca3P2 + 6HCl ® 3CaCl2 + 2Ph4­
Ca3P2-3 + 6h3O ® 3Ca(OH)2+ 2P-3h4­
 
Химические свойства.
 

      1)     Разлагается при нагревании:

2Ph4  –t°®  2P + 3h3
 

      2)     Проявляет слабые основные свойства:

 
Ph4 + HI ® [Ph5]+I-
йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.
 

      3)     Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.

 
P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).
Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота h4PO3.
 
Получение
 
Окисление фосфора при недостатке кислорода
 
4P + 3O2 ® 2P2O3
 
Химические свойства
 

      1.      Все свойства кислотных оксидов.

P2O3 + 3h3O ® 2h4PO3
 

      2.      Сильный восстановитель

O2+ P2+3O3 ® P2+5O5
 
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).
Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4h20, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).
 
Получение
 
4P + 5O2 ® 2P2O5
 
Химические свойства
 
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами
 

      1)     

P2O5 + h3O ® 2HPO3(метафосфорная кислота)
P2O5 + 2h3O ® h5P2O7(пирофосфорная кислота)
P2O5 + 3h3O ® 2h4PO4(ортофосфорная кислота)
 

      2)     

P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2
 

      3)     

P2O5 + 6KOH ® 2K3PO4+ 3h3O
 
P2O5 — сильное водоотнимающее средство:
 

      4)     

P2O5+ 2HNO3 ® 2HPO3 + N2O5
P2O5+ 2HClO4 ® 2HPO3+ Cl2O7
 
HP+5O3 Метафосфорная кислота.
 

 
Получение
 
P2O5+ h3O ® 2HPO3
 
Соли метафосфорной кислоты — метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия)
 
Химические свойства
 
Характерны все свойства кислот.
 
h4P+5O3 Фосфористая кислота
 

 
Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде.
 
Получение
 
PCl3+ 3h3O ® h4PO3+ 3HCl
 
Химические свойства
 

      1)     Водный раствор h4PO3 — двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):

 
h4PO3+ 2NaOH ® Na2HPO3+ 2h3O
 

      2)     При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:

 
4h4PO3 ® 3h4PO4+ Ph4
 

      3)     Восстановительные свойства:

 
h4PO3+ HgCl2+ h3O ® h4PO4+ Hg + 2HCl
 
h4P+5O4 Ортофосфорная кислота.
 

 
Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3.
 
Диссоциация:
h4PO4 « 3H+ + PO4-3
h4PO4+ 3h3O « 3h4O+ + PO43-
h4PO4 « H+ + h3PO4-
h3PO4- « H+ + HPO42-
HPO42- « H+ + PO43-
 
Ортофосфорная кислота — средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли — ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей — дигидрофосфаты (Nah3PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4).
 
Получение
 

      1)     

P2O5+ 3h3O ® 2h4PO4
 
Промышленный способ:
 

      2)     

Ca3(PO4)2(твердый) + 3h3SO4(конц.) ® 2h4PO4+ 3CaSO4¯
 

      3)     

3P + 5HNO3+ 2h3O ® 3h4PO4+ 5NO­
 
Химические свойства
 
Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.
 
2h4PO4  –t°®  h5P2O7 + h3O
 
Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43-
 
3Ag+ + PO43- ® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок)
 
Фосфорные удобрения
 
Фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.
 
Фосфоритная мука
Получают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca3(PO4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах.
При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах:
 
Ca3(PO4)2 + 2h3SO4 ® Ca(h3PO4)2 + 2CaSO4
(Ca(h3PO4)2 простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))
Ca3(PO4)2 + 4h4PO4 ® 3Ca(h3PO4)2(двойной суперфосфат)
 
Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:
 
h4PO4 + Ca(OH)2 ® CaHPO4 • 2h3O
 
Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (Nh5)2HPO4 + Nh5h3PO4, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – Nh5h3PO4 + Nh5NO3; аммофоска – (Nh5)2HPO4 + Nh5h3PO4 + KCl.

www.examen.ru

Фосфорная кислота и её соли — урок. Химия, 8–9 класс.

Фосфорная кислота

Фосфорная (ортофосфорная) кислота h4PO4 представляет собой твёрдое прозрачное кристаллическое вещество.

 

Твёрдая фосфорная кислота

  

Она очень хорошо растворяется в воде (смешивается в любых соотношениях) и обычно применяется в виде растворов.

 

В водных растворах фосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

 

h4PO4⇄H++h3PO4−,

 

h3PO4−⇄H++HPO42−,

 

HPO42−⇄H++PO43−.

 

Диссоциация на каждой следующей ступени протекает слабее, чем на предыдущей. Полностью на ионы фосфорная кислота не распадается и относится к кислотам средней силы. Она менее активна в химических реакциях по сравнению с серной, азотной, соляной кислотами.

 

Фосфорная кислота вступает в реакции:

• с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

2h4PO4+3Ca=Ca3(PO4)2+3h3↑;

• с основными оксидами:

2h4PO4+3K2O=2K3PO4+3h3O;

• с основаниями:

h4PO4+3NaOH=Na3PO4+3h3O;

• с солями, если выделяется газ или осадок:

2h4PO4+3CaCO3=Ca3(PO4)2+3h3O+3CO2↑;

h4PO4+3Nh4=(Nh5)3PO4.

 

В реакциях могут образовываться не только средние соли фосфаты с кислотным остатком PO43−, но и кислые: гидрофосфаты (HPO42−) и дигидрофосфаты (h3PO4−). В названиях кислых солей приставка гидро- обозначает атом водорода, а дигидро- — два атома водорода. Состав соли зависит от мольных соотношений кислоты и реагирующего с ней вещества:

 

h4PO4+2NaOH=Na2HPO4+2h3O,

 

h4PO4+NaOH=Nah3PO4+h3O,

 

h4PO4+2Nh4=(Nh5)2HPO4,

 

h4PO4+Nh4=Nh5h3PO4.

Соли фосфорной кислоты

Средние соли фосфорной кислоты фосфаты (например, Ca3(PO4)2) нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов. Характерную жёлтую окраску имеет фосфат серебра. Это свойство используется для качественного определения растворимых фосфатов. При добавлении к ним раствора нитрата серебра выпадает жёлтый осадок, растворимый в азотной кислоте:

 

3Ag++PO43−=Ag3PO4↓.

 

 

Большинство дигидрофосфатов (Cah3PO4 и др.) растворяется в воде хорошо. Гидрофосфаты (Ca(HPO4)2 и др.) растворяются лучше, чем фосфаты, но хуже по сравнению с дигидрофосфатами.

Фосфорная кислота используется:

• для производства минеральных удобрений,
• в качестве пищевой добавки в напитках,
• в производстве синтетических моющих средств,
• на производстве кормовых добавок для животных.

Соли фосфорной кислоты применяются в качестве минеральных удобрений.

 

www.yaklass.ru