Химия po2 – Урок №35. Оксид фосфора(V). Ортофосфорная кислота и ее соли. Минеральные удобрения.

Фосфорноватистая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 января 2019; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 января 2019; проверки требует 1 правка.

Фосфорнова́тистая кислота (гипофосфористая кислота, фосфи́новая кислота) (H(PН2O2) — правильное написание формулы; H3PO2 — традиционное, но неточное написание формулы, так как кислота одноосновная) — сильная одноосновная кислота. Бесцветное твердое вещество, растворимое в воде, спиртах и диоксане.

Фосфорноватистая кислота H(PН2O2) существует в равновесии со своим таутомером HP(OH)2.

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

2P4+3Ba(OH)2+6h3O→2Ph4+3Ba(h3PO2)2{\displaystyle {\mathsf {2P_{4}+3Ba(OH)_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ba(H_{2}PO_{2})_{2}}}}

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

Ba(h3PO2)2+h3SO4→BaSO4+2h4PO2{\displaystyle {\mathsf {Ba(H_{2}PO_{2})_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}+2H_{3}PO_{2}}}}

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

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(PН2O2) при этом окисляется до фосфористой кислоты H2(РНО3):

Ni2++2h3PO2−+2h3O→Ni+2h3PO3−+h3+2H+{\displaystyle {\mathsf {Ni^{2+}+2H_{2}PO_{2}^{-}+2H_{2}O\rightarrow Ni+2H_{2}PO_{3}^{-}+H_{2}+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.

  • Карапетьянц М. Х. Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия-1994
  • Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неограническая химия ч. 2 М.: Мир, 1969

Метафосфорная кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 августа 2016; проверки требуют 6 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 28 августа 2016; проверки требуют 6 правок.

Метафосфорная кислота — одноосновная кислота, простейшая формула которой HPO3; действительный же состав её молекул выражается формулой (HPO3)n, где n = 3,4,5 и т. д. В чистом виде представляет собой стекловидную массу, легко растворимую в воде.

P2O5+h3O → 2HPO3{\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2HPO_{3}}}}

Метафосфорная кислота представляет собой белое стеклообразное вещество, хорошо растворимое в воде и, присоединяя её, постепенно переходит в ортофосфорную кислоту:

HPO3+h3O →t h4PO4{\displaystyle {\mathsf {HPO_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {t}}\ H_{3}PO_{4}}}}
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Фосфористая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 июня 2018; проверки требуют 5 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 июня 2018; проверки требуют 5 правок.
Фосфористая кислота
Phosphonic-acid-2D-dimensions.png
({{{картинка}}})
Phosphonic-acid-3D-balls.png({{{картинка3D}}})
Систематическое
наименование
фосфоновая кислота
Традиционные названия фосфористая кислота
Хим. формула
H2(PHO3)
Состояние твердое
Молярная масса 82.00 г/моль
Плотность 1.65 г/см³
Температура
 • плавления 70,1 °C
 • кипения 200 °C[1]
 • разложения са 100 °C
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 2.0, 6.7
Растворимость
 • в воде са 80 (20оС)
Рег. номер CAS [13598-36-2]
PubChem 407
Рег. номер EINECS 237-066-7
SMILES
InChI
RTECS SZ6400000
ChEBI 44976
Номер ООН 2834
ChemSpider 10449259
Краткие характер. опасности (H) h390, h402, h414
Меры предостор. (P) P280, P305+P351+P338
, P310
Сигнальное слово опасно
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Коррозия» системы СГСПиктограмма «Восклицательный знак» системы СГС
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg
 Медиафайлы на Викискладе

Фосфористая кислота (фосфоновая, H3PO3, H2(HPO3)) — двухосновная в водных растворах, а формально трёхосновная кислота средней силы.

Безводная фосфористая кислота — бесцветные гидроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы и диссоциирует по двум ступеням:

h3(HPO3)→H++H(HPO3)−{\displaystyle {\mathsf {H_{2}(HPO_{3})\rightarrow H^{+}+H(HPO_{3})^{-}}}}
H(HPO3)−→H++HPO32−{\displaystyle {\mathsf {H(HPO_{3})^{-}\rightarrow H^{+}+HPO_{3}^{2-}}}}

Константы диссоциации фосфористой кислоты при 18 °C: K1 = 5,1⋅10−2 K2 = 1,8⋅10−7.

При нагревании до 250 °C безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы — на фосфорную кислоту и водород.

4h3(HPO3)→ 3h4PO4+Ph4{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(HPO_{3}){\xrightarrow {}}\ 3H_{3}PO_{4}+PH_{3}}}}

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты, кислородом окисляется до фосфорноватой кислоты:

4h3(HPO3)+O2 → 2h5P2O6+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(HPO_{3})+O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2H_{4}P_{2}O_{6}+2H_{2}O}}}

Соли фосфористой кислоты называются фосфитами или (по рекомендации ИЮПАК) фосфонатами. Большинство фосфитов малорастворимы в воде. Известны одно- и двузамещённые фосфиты.

Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3.

При взаимодействии спиртов с чистым PCl3 получаются моно-, ди- и триэфиры фосфористой кислоты с общей формулой P(OR)3, легко образующие комплексы с переходными металлами и другими акцепторами. Они также легко окисляются до соответствующих фосфатов:

2(RO)3P+O2→2(RO)3PO{\displaystyle {\mathsf {2(RO)_{3}P+O_{2}\rightarrow 2(RO)_{3}PO}}}

При взаимодействии эфиров с алкилгалогенидами образуются алкилфосфонаты:

2(RO)3P+R′X→R′(RO)2P=O+RX{\displaystyle {\mathsf {2(RO)_{3}P+R’X\rightarrow R'(RO)_{2}P{\text{=}}O+RX}}}

Получают фосфористую кислоту растворением P4O6 (P2O3) в холодной воде, гидролизом PCl3 или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами:

P2O3+3h3O→2h3(PHO3){\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{3}+3H_{2}O\rightarrow 2H_{2}(PHO_{3})}}}
PCl3+3h3O→h3(PHO3)+3HCl{\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+3H_{2}O\rightarrow H_{2}(PHO_{3})+3HCl}}}
K2HPO3+2HCl→2KCl+h3(PHO3){\displaystyle {\mathsf {K_{2}HPO_{3}+2HCl\rightarrow 2KCl+H_{2}(PHO_{3})}}}

Фосфористую кислоту и её соли применяют как восстановители.

Фосфорные кислоты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 26 сентября 2019; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 26 сентября 2019; проверки требует 1 правка.

При взаимодействии фосфорной кислоты с водой на холоде получается метафосфорная кислота HPO3, представляющая собой прозрачную стекловидную массу. При разбавлении её водой образуется ортофосфорная кислота H3PO4:

HPO3+ h3O⟶ h4PO4{\displaystyle {\mathsf {HPO_{3}+\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{3}PO_{4}}}}

При нагревании до 200—250 °C ортофосфорная кислота обезвоживается, и образуется пирофосфорная кислота H4P2O7, в результате дальнейшей дегидратации которой при 400—500 °C вновь образуется метафосфорная кислота:

h5P2O7⟶ h3O+2 HPO3{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{7}\longrightarrow \ H_{2}O+2\ HPO_{3}}}}

Из всех фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота[1] H3PO4 (которую часто называют просто фосфорная[2]). Для её получения используют реакции обмена фосфатов с сильными кислотами или окисление белого фосфора азотной кислотой:

Ca3(PO4)2+3 h3SO4⟶2 h4PO4+3 CaSO4{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}(PO_{4})_{2}+3\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2\ H_{3}PO_{4}+3\ CaSO_{4}}}}
3 P+5 HNO3+2 h3O⟶3 h4PO4+5 NO↑{\displaystyle {\mathsf {3\ P+5\ HNO_{3}+2\ H_{2}O\longrightarrow 3\ H_{3}PO_{4}+5\ NO\uparrow }}}

Фосфорную кислоту и её соли (дигидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты) широко используют при производстве минеральных удобрений. Наиболее распространёнными фосфорными удобрениями являются простой суперфосфат, преципитат и фосфоритная мука.

Существуют также полифосфорные кислоты Hn+2PnO3n+1 и ультрафосфорные кислоты с отношением H2O/P2O5, меньшим 1.

  • Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Справочник школьника по химии. — М.: Издательство «Экзамен», 2009. — С. 203-204. — 512 с. — ISBN 978-5-377-01472-0.
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5 (Три-Ятр). — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.

Фосфин — Википедия

Фосфин
Phosphine.png
({{{картинка}}})
Phosphine-3D-balls.png({{{картинка3D}}})
Phosphine-3D-vdW.png({{{картинка малая}}})
Систематическое
наименование
Фосфин
Хим. формула PH3
Состояние газ
Молярная масса 34,00 г/моль
Плотность 1,379 г/л, газ (25 °C)
Энергия ионизации 9,96 ± 0,01 эВ[1]
Температура
 • плавления −133,8 °C
 • кипения −87,8 °C
Пределы взрываемости 1,79 ± 0,01 об.%[1]
Энтальпия
 • образования 5,4 кДж/моль
Давление пара 41,3 ± 0,1 атм[1]
Растворимость
 • в воде 31,2 мг/100 мл (17 °C)
Рег. номер CAS [7803-51-2]
PubChem 24404
Рег. номер EINECS 232-260-8
SMILES
InChI
RTECS SY7525000
ChEBI 30278
Номер ООН 2199
ChemSpider 22814
Токсичность Чрезвычайно токсичен, СДЯВ
Пиктограммы ECB Пиктограмма «T+: Крайне токсично» системы ECBПиктограмма «F+: Крайне огнеопасно» системы ECB
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Фосфи́н (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан) РН3 — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы (чеснока).

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства[2]. При низких температурах образует твёрдый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0,142 нм, ∠HPH = 93,5°). Дипольный момент составляет 0,58 Д, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

2P4+3Ca(OH)2+6h3O →70∘C 2Ph4↑+3Ca(h3PO2)2{\displaystyle {\mathsf {2P_{4}+3Ca(OH)_{2}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {70^{\circ }C}}\ 2PH_{3}\uparrow +3Ca(H_{2}PO_{2})_{2}}}}
P4+3KOH+3h3O→70∘C3Kh3PO2+Ph4↑{\displaystyle {\mathsf {P_{4}+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {70^{\circ }C}}3KH_{2}PO_{2}+PH_{3}\uparrow }}}

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Ca3P2+6h3O →   2Ph4↑+3Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2PH_{3}\uparrow +3Ca(OH)_{2}}}}
Mg3P2+6HCl →   2Ph4↑+3MgCl2{\displaystyle {\mathsf {Mg_{3}P_{2}+6HCl\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2PH_{3}\uparrow +3MgCl_{2}}}}

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

P4+6HCl →300∘C 2Ph4+2PCl3{\displaystyle {\mathsf {P_{4}+6HCl\ {\xrightarrow {300^{\circ }C}}\ 2PH_{3}+2PCl_{3}}}}

Разложение йодида фосфония:

Ph5I →>80∘C Ph4+HI{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I\ {\xrightarrow {>80^{\circ }C}}\ PH_{3}+HI}}}
Ph5I+h3O ⇄ Ph4↑+h4O++I−{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I+H_{2}O\ \rightleftarrows \ PH_{3}\uparrow +H_{3}O^{+}+I^{-}}}}
Ph5I+NaOH ⇄ Ph4↑+NaI+h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I+NaOH\ \rightleftarrows \ PH_{3}\uparrow +NaI+H_{2}O}}}

Разложение фосфоновой кислоты:

4h3(PHO3) →170−200∘C Ph4↑+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(PHO_{3})\ {\xrightarrow {170-200^{\circ }C}}\ PH_{3}\uparrow +3H_{3}PO_{4}}}}

или её восстановление:

h4PO3+3Zn+6HCl → Ph4↑+3ZnCl2+3h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{3}+3Zn+6HCl\ {\xrightarrow {}}\ PH_{3}\uparrow +3ZnCl_{2}+3H_{2}O}}}

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

2Ph4 →t 2P+3h3{\displaystyle {\mathsf {2PH_{3}\ {\xrightarrow {\mathit {t}}}\ 2P+3H_{2}}}}

На воздухе горит согласно уравнению:

Ph4+2O2 →   h4PO4{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+2O_{2}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{3}PO_{4}}}}

Проявляет сильные восстановительные свойства:

Ph4+3h3SO4 →   h3(PHO2)+3SO2↑+ 3h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+3H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{2}(PHO_{2})+3SO_{2}\uparrow +\ 3H_{2}O}}}
Ph4+8HNO3 →   h4PO4+8NO2↑+ 4h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+8HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{3}PO_{4}+8NO_{2}\uparrow +\ 4H_{2}O}}}
Ph4+2I2+2h3O →   H(Ph3O2)+4HI{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+2I_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H(PH_{2}O_{2})+4HI}}}

В связи с тем, что:

4h3(PHO3) →170−200∘C Ph4↑+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(PHO_{3})\ {\xrightarrow {170-200^{\circ }C}}\ PH_{3}\uparrow +3H_{3}PO_{4}}}}

то возможно протекание следующей реакции:

Ph4+4h3SO4 →200∘C h4PO4+4SO2↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+4H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {200^{\circ }C}}\ H_{3}PO_{4}+4SO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Ph4+HCl →30∘C Ph5Cl{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+HCl\ {\xrightarrow {30^{\circ }C}}\ PH_{4}Cl}}}
Ph4+HI →   Ph5I{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+HI\ {\xrightarrow {\ \ }}\ PH_{4}I}}}

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Абсолютно чистый и сухой фосфин не способен к самовоспламенению на воздухе и загорается только при температуре 100-150°. Однако фосфин, получающийся, например, при взаимодействии фосфидов с водой всегда имеет примесь дифосфина P2H4, который на воздухе самовоспламеняется[3][4]. В частности, таким образом могут появляться «блуждающие огни»[5][6].

Фосфин очень ядовит. Поражает в первую очередь нервную систему, нарушает обмен веществ; также действует на кровеносные сосуды, органы дыхания, печень, почки. Запах фосфина ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ может привести к летальному исходу. ПДК — 0,1 мг/м³.[7]

При остром отравлении фосфином в лёгких случаях беспокоит боль в области диафрагмы, чувство холода, впоследствии может развиться бронхит. При среднетяжёлом отравлении — чувство страха, озноб, рвота, стеснение в груди, удушье, боль за грудиной. В тяжёлых случаях на первый план выходят неврологические симптомы — оглушение, неверная походка, подёргивания в конечностях, мидриаз; cмерть от паралича дыхания или сердечной мышцы может наступить через нескольно дней, а при высоких концентрациях — мгновенно[7].

Хроническое отравление может привести к расстройству зрения, походки, речи, пищеварения, бронхиту, болезням крови и жировому перерождению печени[7].

В 2019 году фосфин был предложен в качестве биосигнатурного газа для поиска жизни на землеподобных экзопланетах, поскольку на Земле он производится анаэробными экосистемами. Слабой стороной фосфина для этой цели является его высокая реакционная способность, что требует большой интенсивности производства этого газа для его детектирования. Для его обнаружения в атмосфере экзопланеты потребуются десятки часов наблюдения телескопа «Джеймс Уэбб»[8].

  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

Ортофосфат кальция — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Ортофосфат кальция
Tricalcium phosphate.svg
({{{картинка}}})
({{{картинка3D}}})
Систематическое
наименование
Фосфат ​(ортофосфат)​ кальция, фосфорнокислый кальций
Хим. формула Ca3(PO4)2
Состояние твердое
Молярная масса 310,18 г/моль
Плотность 2,81 г/см3 (α)
3,067 г/см3 (β)
Температура
 • плавления >1200 °C (α)
1670 °C (β)
Мол. теплоёмк. 231,6 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования -4112,9 кДж/моль
Рег. номер CAS 7758-87-4
PubChem 24456
Рег. номер EINECS 231-840-8
SMILES
InChI
ChEBI 9679
ChemSpider 22864
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Ортофосфа́т ка́льция (трикальцийфосфат) — неорганическое вещество, соль кальция и ортофосфорной кислоты с химической формулой Ca3(PO4)2. Существует в виде двух модификациях (α и β), отличающихся физическими свойствами. Содержится в костной ткани, входит в состав минералов. Широко применяется в сельском хозяйстве как удобрение, а также для подкормки скота, в промышленности для производства абразивов, керамики и стекла.

Ортофосфат кальция представляет собой бесцветное кристаллическое вещество. Существует в двух модификациях — α (моноклинная сингония) и β (гексагональная сингония). α-модификация имеет температуру плавления > 1200 °С, плотность 2,81 г/см3; β-модификация — температуру плавления 1670 °C и плотность 3,067 г/см3. Обе модификации имееют плохую растворимость в воде — 0,0025 % (масс.) при 20 °C. При действии кислот ортофосфат кальция переходит в более растворимые гидрофосфаты[1].

Ортофосфат кальция широко распространён в природе. Входит в состав минералов фосфорита, апатита, гидроксиапатита[1].

Является основным строительным материалом для костей и зубов позвоночных[1].

Применяется как источник кальция для подкормки скота и птиц. В составе фосфоритной муки используется как удобрение для кислых почв. Применяют в производстве керамики и стекла, абразивов. Является исходным сырьём для получения фосфорной кислоты и фосфора. Применяется в пищевой промышленности в качестве разрыхлителя. Также входит в состав некоторых лекарств.

  • Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С. Кальция фосфаты // Химическая энциклопедия: в 5 т. / Кнунянц И. Л.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 299. — 671 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-035-5.
  • Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.

Фосфорноватая кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Фосфорноватая кислота
Hypophosphoric acid.svg
Систематическое
наименование
Фосфорноватая кислота
Традиционные названия Гипофосфорная кислота
Хим. формула H4P2O6
Молярная масса 161,97 г/моль
Температура
 • плавления 55; 70; 73 °C
Энтальпия
 • образования -1638,6 кДж/моль
Рег. номер CAS 7803-60-3
PubChem 24536
SMILES
InChI
ChEBI 29263
ChemSpider 22943
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Фосфорноватая кислота — неорганическое соединение, четырёхосновная кислота с формулой H4P2O6, бесцветные кристаллы, растворяется в холодной воде с медленным разложением, образует кристаллогидраты.

Pb2P2O6+2h3S → h5P2O6+2PbS↓{\displaystyle {\mathsf {Pb_{2}P_{2}O_{6}+2H_{2}S\ {\xrightarrow {}}\ H_{4}P_{2}O_{6}+2PbS\downarrow }}}
4h3(PHO3)+O2 → 2h5P2O6+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(PHO_{3})+O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2H_{4}P_{2}O_{6}+2H_{2}O}}}

Фосфорноватая кислота образует бесцветные кристаллы, молекула имеет строение (HO)2(O)P—P(O)(OH)2.

Растворяется в холодной воде с медленным разложением.

Является четырёхосновной кислотой с константами диссоциации pK1 = 2,2; pK2 = 2,3; pK3 = 7,3; pK4 = 10,0.

Образует кристаллогидраты вида H4P2O6• H2O и H4P2O6• 2H2O.

  • При хранении медленно изомеризуется в фосфористофосфорную кислоту:
h5P2O6 → HO-PH(O)-O-P(O)(OH)2{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}\ {\xrightarrow {}}\ HO{\text{-}}PH(O){\text{-}}O{\text{-}}P(O)(OH)_{2}}}}
h5P2O6 →73oC h3(HPO3)+HPO3{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}\ {\xrightarrow {73^{o}C}}\ H_{2}(HPO_{3})+HPO_{3}}}}
  • Из кристаллогидрата можно получить безводную соль медленным высушиванием в вакууме над P2O5:
h5P2O6⋅2h3O →P2O5 h5P2O6+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}\cdot 2H_{2}O\ {\xrightarrow {P_{2}O_{5}}}\ H_{4}P_{2}O_{6}+2H_{2}O}}}
  • При нагревании кристаллогидрат разлагается. Подобным образом разлагается в горячей воде:
h5P2O6⋅2h3O →70−100oC h3(HPO3)+h4PO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}\cdot 2H_{2}O\ {\xrightarrow {70-100^{o}C}}\ H_{2}(HPO_{3})+H_{3}PO_{4}+H_{2}O}}}
  • С разбавленными щелочами образует кислые соли, с концентрированными — нормальные соли — гипофосфаты:
h5P2O6+2NaOH → Na2h3P2O6↓+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}H_{2}P_{2}O_{6}\downarrow +2H_{2}O}}}
h5P2O6+4NaOH → Na4P2O6↓+4h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{4}P_{2}O_{6}+4NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{4}P_{2}O_{6}\downarrow +4H_{2}O}}}
5h5P2O6+2KMnO4+3h3SO4+2h3O → 10h4PO4+2MnSO4+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {5H_{4}P_{2}O_{6}+2KMnO_{4}+3H_{2}SO_{4}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 10H_{3}PO_{4}+2MnSO_{4}+K_{2}SO_{4}}}}
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о