146. Соединения фосфора с водородом и галогенами.

С водородом фосфор образует газообразный фосфористый водород, или фосфин,РН3. Его можно получить кипячением белого фосфора с раствором щелочи или действием соляной кислоты на фосфид кальцияСа3Р2:

Фосфин — бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый. При его горении образуются фосфорный ангидрид и вода:

Основные свойства выражены у фосфина слабее, чем у аммиака. Он образует соли только с наиболее сильными кислотами, например НСlО4,НCl. В этих солях катионом является РН4 +-ион фосфиния. Примером может служить хлорид фосфония РН4Cl. Соли фосфония — очень непрочные соединения; при взаимодействии с водой они разлагаются на галогеноводород и фосфин.

Фосфор непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества теплоты. Практическое значение имеют главным образом соединения фосфора с хлором.

Хлорид фосфиния (3), или треххлористый фосфор, РCl3 получается при пропускании хлора над расплавленным фосфором. Он представляет собой жидкость, кипящую при 75 градусах цельсия.

При действии воды РCl3 полностью гидролизуется с образованием хлороводорода и фосфористой кислоты Н3РО3:

При пропускании хлора в треххлористый фосфор получается хлорид фосфора (5), или пятихлористый фосфор, РCl5, который при обычных условиях образует твердую белую массу. Пятихлористый фосфор тоже разлагается водой с образованием хлороводорода и фосфорной кислоты. Аналогичные соединения фосфор образует с бромом, иодом и фтором; однако для иода соединение состава РI5 неизвестно.

Фосфорные кислоты

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Перейти к: навигация, поиск

Фо́сфорные кисло́ты — соединения фосфора в степени окисления +5, имеющие общую формулу P₂O₅·nH₂O.

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

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:

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

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.

11.Сера. Физические и химические свойства. Сероводород, сульфиды. Условия образования сульфидов. Сульфаны и полисульфаны.

Очень распространена в природе. Встречается как в самородном состоянии, так и в виде многочисленных минералов (FeS₂, As₂S₃, CaSO₄^.2H₂O, Na₂SO₄^.10H₂O и т.д.). Это кристаллическое вещество желтого цвета, не растворимое в воде, с температурой плавления 119^оС. Полиморфно, наиболее устойчивая модификация - ромбическая, которая при 90^оС переходит в моноклинную.

Химические свойства

1. Сера весьма активный неметалл. Со ртутью взаимодействует при обычной температуре; с углеродом, кислородом, галогенами при нагревании:

Hg + S = HgS;

2S + C = CS₂;

S + O₂ = SO₂;

2S + Cl₂ = S₂Cl₂

2. Легко взаимодействует с концентрированными кислотами и щелочами:

S + 4HNO₃ = 4NO₂ ↑ + SO₂ ↑ + 2H₂O

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

3. Наиболее устойчивое соединение серы с водородом – сероводород H₂S. Сероводород можно получить прямым синтезом из простых веществ, пропуская водород над расплавленной серой. Сероводород – газ с запахом тухлых яиц, очень ядовит. В водном растворе сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота (сероводородная кислота). Соли этой кислоты (сульфиды) окрашены в характерные цвета: ZnS – белый, CdS – желтый, MnS – розоватый, PbS – черный.

4. Сероводород – сильный восстановитель. Если его партнером по взаимодействию является сильный окислитель, то H₂S окисляется до серной кислоты, если слабый - окисляется до элементарной серы:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

5. Оксид серы (IV) SO₂ получают при обжиге сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Очень активное в химическом отношении вещество. С хлором дает соединение SO₂Cl₂ (хлористый сульфурил), который является хлорангидридом серной кислоты:

SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl

При взаимодействии SO₂ с водой образуется неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃ (существует только в водных растворах). Ее соли сульфиты хорошие восстановители:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ +

+ 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

SO₃ – легколетучая жидкость получается из SO₂ окислением в присутствии катализатора (платины или оксида ванадия (V)). Основным потребителем SO₃ являются сернокислотные заводы.

При взаимодействии SO₃ с водой образуется серная кислота. Получившуюся серную кислоту насыщают SO₃ и соединение H₂SO₄^.xSO₃ носит название "олеум". Разбавляя олеум водой до 98% получают товарную H₂SO₄.

Н₂S₂O₇ – дисерная кислота. Ее соли (K₂S₂O₇ и др.) называются пиросульфатами.

6. Концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами образует SO₂, S, H₂S (в зависимости от активности металла):

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

Некоторые металлы (Al, Cr, Fe) холодной концентрированной серной кислотой пассивируются.

7. При взаимодействии неметаллов с концентрированной H₂SO₄ образуются кислоты (как правило высшие), в состав которых входит данный неметалл:

J₂ + 5H₂SO₄ = 2HJO₃ + 5SO₂ + 4H₂O

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2H₂O + 2SO₂

В последнем примере образуется угольная кислота, которая разлагается на CO₂ и H₂O.

8. Соли серной кислоты (сульфаты и гидросульфаты) довольно устойчивы, но могут разлагаться при интенсивном нагревании:

2CuSO₄ = 2CuO + 2SO₂ + O₂

2NaHSO₄ = Na₂S₂O₇ + H₂O

В последнем случае образуется соль пиросерной кислоты H₂S₂O₇. Эта кислота находит применение при производстве красителей. При взаимодействии ее с водой образуется серная кислота.

9. При электролизе концентрированного раствора KHSO₄ на аноде образуется надсерная кислота H₂S₂O₈. Ее соли (персульфаты) являются сильнейшими окислителями. В свободном состоянии надсерная кислота представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. H₂S₂O₈ - сильнейший окислитель (обугливает не только бумагу и сахар, но и парафин). При взаимодействии H₂S₂O₈ с водой образуется пероксид водорода:

H₂S₂O₈ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + H₂O₂

Этим способом получают пероксид водорода в промышленности.

10. При кипячении сульфитов с серой образуются тиосульфаты - соли серноватистой (тиосерной) кислоты H₂S₂O₃. В свободном состоянии кислота неустойчива и распадается в момент получения по уравнению:

H₂S₂O₃ = H₂O + SO₂  + S 

Тиосульфаты хорошие восстановители, используются в текстильной промышленности для удаления избытка хлора при отбеливании последним тканей и фотографии для переведение в растворимое состояние незасвеченного бромида серебра:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O = 2H₂SO₄ + 6HCl + 2NaCl

2Na₂S₂O₃ + AgBr = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr

11. При пропускании галогенов через расплавленную серу образуются галогениды серы. Практическое значение (для вулканизации каучука) имеет хлорид серы:

2S + Cl₂ = S₂Cl₂

Можно получить и гексагалогениды SCl₆, SF₆. Последний – инертный газ с высокой диэлектрической постоянной, используется как газовый изолятор в высоковольтных установках.