Основность пирофосфорной кислоты: Пирофосфорная кислота свойства III — Справочник химика 21 — Бетонный завод в Феодосии: доставка продукции с РБУ от производителя

Содержание

Пирофосфорная кислота свойства III — Справочник химика 21

Пирофосфорная кислота. Белая, аморфная или кристаллическая, весьма гигроскопичная. Плавится без разложения, разлагается при нагревании в вакууме. Хорошо растворяется в холодной воде, проявляет свойства кислоты, сильной по первой ступени и слабой по остальным ступеням. Разлагается горячей водой в присутствии сильных кислот. Нейтрализуется щелочами. Реагирует с пероксидом водорода. Получение см. 319, ЗЗО «. [c.178]

Ортофосфорная кислота Н3РО4, которую обычно называют просто фосфорной, известна очень давно и является важнейшим соединением фосфора. Ее получают в больших количествах, обычно в виде 85%-ной сиропообразной кислоты, прямой реакцией основных фосфатных минералов с серной кислотой, а также при прямом сжигании фосфора с последующей гидратацией Р4ОЮ. Чистая кислота — бесцветное кристаллическое вещество с т. пл. 42,35 °С. Оно очень устойчиво и, естественно, не проявляет окислительных свойств ниже температур 350—400 °С. При повышенных температурах фосфорная кислота бурно взаимодействует с металлами, которые восстанавливают ее, и даже реагирует с кварцем, Производится также и пирофосфорная кислота [c.349]

Полимеризация ненасыщенных газообразных углеводородов, температура 350°, давление 25 ат Фосфорная кислота на шамоте (самый лучший катализатор) [готовят нагреванием до 250°, состоит преимущественно из пирофосфорной кислоты, показавшей лучшие каталитические свойства, чем фосфорная кислота при нагревании до более высокой температуры (600°) активность понижается] 2881 [c.466]

ЭКСТРАКЦИОННЫЕ СВОЙСТВА ДИ (2-ЭТИЛГЕКСИЛ)-ПИРОФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ [c.182]

Об эфирах пирофосфористой, субфосфорной и пирофосфорной кислоты. Сообщение 1. Этиловые эфиры, получение и свойства.—ЖОХ, 1932, 2, 348—367. [Совместно с Б. А. Арбузовым]. [c.25]

В настоящем сообщении излагаются результаты наших исследований, приведших к одновременному получению в химически чистом виде этиловых эфиров субфосфорной и пирофосфорной кислот, а также описание свойств впервые нами полученного этилового эфира пирофосфористой кислоты. [c.246]

Это соединение обладает свойствами полимера (НРОз) . Метафосфорная кислота представляет собой стеклообразную массу (почему и получила название ледяная фосфорная кислота ), растворимую в воде. Как и пирофосфорная кислота, с нитратом серебра она образует белый осадок. [c.438]

Сырьем для получения тетрамеров пропилена служит про-пан-пропиленовая фракция крекинга. Полимеризацию ведут в присутствии фосфорнокислотного катализатора (пирофосфорная кислота на кизельгуре) при / = 200-г240°С и р = 70н-80 ат. Объемная скорость 1—1,5 Физико-химические свойства и [c.17]

Свойства. Пирофосфорная кислота — мягкая, бесцветная, стекловидная масса пл=б1°С. В ледяной воде растворяется без изменений при более высокой температуре постепенно образует раствор ортофосфорной кислоты. При кипячении с азотной кислотой очень быстро переходит в ортофосфорную кислоту. Пирофосфорная кислота образует соли только двух типов Me Ь20 и Ме оР Оь Пирофосфорная кислота применяется для получения солей — пирофосфатов и ортофосфорной кислоты. Продажная пирофосфорная кислота содержит — 50 % Н4Р2О7 и — 50% Н3РО4. Все соли пирофосфорной кислоты ядовиты. [c.319]

Получение и свойства. Ортофосфорная кислота пол чается путе.м окис-ления фосфора ajOTHoft кислотой нлн iiyi M кипячения мета- и пирофосфорной КИСЛОТ с водой. [c.435]

МетафосфОрная кислота и метафосфаты. Если продолжать нагревание фосфорной кислоты после отщепления одной молекулы воды, то постепенно образуется метафосфорная кислота (НРОз) [п=3 или 4], образующая твердую стекловидную массу (A idum phosphori um gla iale), которая растворяемся в воде с потрескиванием. Раствор метафосфорной кислоты с нитратом серебра, подобно пирофосфорной кислоте, дает белый осадок, но в отличие от пирофосфорной кислоты метафосфорная кислота обладает свойством свертывать белок в водном растворе. При продолжительном стоянии, быстрее при кипячении, особенно в присутствии крепких кислот, раствор метафосфорной кислоты превращается в раствор обычной фосфорной кислоты. При прокаливании метафосфорная кислота заметно летуча. [c.689]

В растворе перекиси водорода водная двуокись олова находится в виде отрицательно заряженного коллоида, который может коагулировать при нейтрализации положительными ионами. Отрицательные ионы оказывают пептизпрующее действие, причем сообщается 134], что их эффективность изменяется, как указано, в ряду ОН >Р20, >Р0 >50 >Н0 . Таким образом, добавка пирофосфата натрия (0,15% или ниже) должна улучшить свойства коллоидной двуокиси олова благодаря замедлению процесса выпадения олова в осадок. По другому методу в качестве стабилизатора применяется соединение 5пС12 2НзО, нагревавшееся в течение часа при температуре 300° с 85%-ной фосфорной кислотой (для превращения последней в пирофосфорную кислоту). Для получения оптимальных результатов рН1 ю раствора перекиси водорода должен быть ниже 5. Все эти снособы описаны в патентной литературе [35], касающейся стабилизации станнатом. [c.447]

Метод ионообменной хроматографии в настоящее время широко используется для получения чистых препаратов редкоземельных элементов (РЗЭ) [1—4]. Известно большое число различных методик хроматографического разделения смесей РЗЭ, но многие из них носят эмпирический характер. Наряду с этим в литературе имеется ряд сообщений, посвященных выбору условий хроматографического разделения смесей. Мейер и Тонкине [5] использовали теорию тарелок для описания процесса элюирования РЗЭ раствором лимонной кислоты теоретические кривые вымывания совпали с опытными. Метод расчета применим также для определения чистоты РЗЭ, разделяемых при помощи процесса элюирования. Корниш [6], используя выражение, данное Глюкауфом для высоты, эквивалентной теоретической тарелке (ВЭТТ), применил теорию тарелок для предсказания условий разделения смесей ряда элементов. В работах Масловой, Назарова и Чмутова [7,8] была рассчитана величина ВЭТТ для процесса вымывания церия раствором молочной кислоты, что дало возможность произвести расчет кривой элюирования и установить условия получения элемента с заданной степенью чистоты. В работе тех же авторов [8] на примере разделения церия и прометия молочной и пирофосфорной кислотами был проведен расчет процесса градиентного элюирования РЗЭ, с использованием теории Фрейлинга. Расчет удовлетворительно совпадает с экспериментальными данными. В работах Еловича и сотр. [9—12] получено выражение для расчета процесса разделения близких по свойствам элементов. На примере разделения трансурановых элементов при помощи ЭДТА показано решающее значение комплексообразования по сравнению с обычным ионным обменом. В работах Материной, Сафоновой и Чмутова[13] рассмотрена возможность применения фронтального анализа в ионообменной комплексообразовательной хроматографии. Авторы изучали процесс комплексообразования в зависимости от pH среды. Маторина [14] изучила зависимость равновесного коэффициента разделения от pH [c.170]

Эфиры фосфорной кислоты широко используют для извлечения урана из различных растворов. Кислые эфиры фосфорной кислоты используются для извлечения урана из сернокислых растворов, а кислые эфиры пирофосфорной кислоты — для экстракции урана из фосфорнокислых растворов. Первое упоминание об экстракционных свойствах кислых алкилфосфатов относится к 1949 г., когда было замечено, что продукты гидролиза ТБФ экстрагируют уран значительно лучше, чем ТБФ. Однако монобутилфосфорная и дибу-тилфосфорная кислоты не могли быть использованы для извлечения урана в производственных условиях, так как они обладали большой растворимостью в воде. Длинноцепочные алкилфосфаты были синтезированы значительно позднее. Наиболее полный материал, касающийся экстракционных свойств алкилфосфорных кислот, был опубликован после Второй женевской конференции по мирному использованию атомной энергии в июне 1958 г. [1—5]. [c.171]

Комплексное соединение трехвалентного железа с комплексоном I желтого цвета имеет максимум светопоглощеиия в ультрафиолетовой части спектра при длине волны 270 мц. Согласно Нильшу и Бёльцу [11], этот комплекс пригоден для колориметрического определения железа и при длине волны 366 mix. Интенсивность окраски зависит от pH раствора она постоянна в пределах pH 4,5—7,7. При оптимальном pH на окраску не влияют химические свойства кислот. Также не оказывает влияния присутствие комплексообразующих кислот, например винной кислоты. Окраски подчиняются закону Ламберта—Беера при содержании железа 5—50 мг/мл. Авторы рекомендуют при анализе сплавов после растворения пробы разделить анализируемый раствор на две части, помещая их в мерные колбы. В одной колбе маскируют железо добавлением смеси пирофосфата натрия и пирофосфорной кислоты, доводят pH раствора до 4,5—7,7, прибавляют комплексон и разбавляют до метки. Этот раствор используют [c.190]

Из табл. 3 видно, что дихлорвиниловые эфиры моноалкилфосфиновых кислот значительно активнее по отношению к грибкам, чем эфиры пирофосфорной кислоты. Удлинение углеводородного радикала, расположенного в эфирной группе, приводит к усилению противогрибковых свойств. Соединение 2 примерно в 10 раз более активно, чем соединение 1, в то время как токсичность для теплокровных животных уменьшилась. [c.528]

ОКТАМЕТИЛ (шрадан). Октаметилтетраамид пирофосфорной кислоты [( h4)2N]2P000P[N( h4)2]2. Выпускается в виде технического продукта, который содержит 60—65% О. Жидкость от светло-желтого до коричневого цвета, с ясно ощутимым запахом. В воде легко растворяется. Устойчив при хранении. Неогнеопасен. Обладает свойствами системного инсектицида. Проникает в растения через листья и корни. Эффективен против паутинных клещей, тлей и трипсов на многих культурах. Метод применения — опрыскивание зеленых растений и в некоторых случаях полив почвы под культурами, например цветочными. Токсичные для вредителей остатки О. сохраняются несколько более длительное время (до 6 недель), чем после опрыскивания другими, подобными по действию инсектицидами — метилмеркаптофосом и рогором. Рабочие концентрации в водном растворе — 0,1—0,2% (по 60%-ному препарату). Расход О. на обработку единицы площади в 5—10 раз по (д. в-ву) больше, чем при опрыскивании метилмеркаптофосом. [c.207]

ПИРОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА. См. Фосфорная кислота. ПИТАТЕЛЬНЫЙ РЕЖИМ ПОЧВЫ. Содержание в почве доступных растениям форм питательных веществ и изменение его в течение вегетационного сезона. Определяется валовыми запасами элементов и условиями их мобилизации и иммобилизации в почве. Мобилизация питательных веществ, т. е. переход их из недоступного растениям состояния в доступную форму, происходит при участии микроорганизмов под влиянием улучшения водно-физиче-ских свойств и структуры почвы, под влиянием удобрений. Например, известкование повышает доступность почвенных фосфатов и разложение азотсодержащих органических веществ и подвижность некоторых микроэлементов (молибден). Мобилизацш питательных веществ способствуют и сами растения с помощью корневых выделений. Но в почве происходят процессы иммобилизации, т. е. перехода питательных веществ из доступного растениям состояния в недоступную форму. Она сводится главньш образом к биологическому поглощению (связыванию) азота, фосфора и других элементов микрофлорой почвы и высшими растениями (пожнивные остатки и корни растений). Примером ее является разложение в почве соломистого павоза или бедных азотом растительных остатков, при котором микрофлора потребляет минеральный азот и связывает его в органическую (белковую) форму. О масштабах биологического связывания питательных веществ можно судить по тому факту, что большая часть азота и около половины фосфора в почве содержится в форме органических соединений. К иммобилизации относится и явление ретроградации питательных веществ, а также поглощение калия, аммонийного азота и фосфора минералами почвы. П. р. п. под растениями обусловливается потреблением ими элементов питания. Содержание азота зависит также от интенсивности процессов аммонификации и нитрификации в почве. Содержание доступных форм питательных веществ в начальный период роста растений бывает повышенным, затем оно снижается и к концу вегетационного сезона вновь возрастает. П. р. п. определяют периодическими анализами почвы на содержание доступных форм азота, фосфора, калия и других элементов, выражая его в мил.ти- [c.230]

Толчком к синтезу эфиров пирофосфорной кислоты для группы Шрадера послужил установленный в ранних работах с -фторэтиловым спиртом факт появления новых контактно-инсектицидных свойств в результате ан-гидридизации (сдваивание молекул). [c.180]

Наиболее изученным фосфорорганическим соединением, обладающим свойствами систелшого инсектицида, является октаметилтетрамид пирофосфорной кислоты (октаметил). Это соединение мало гидролизуется в водных растворах и, проникая в растения, придает им инсектицидные свойства на продолжительное время. Но в организме теплокровных животных октаметил активируется, переходя в другие, более токсичные соединения. [c.80]

Первым фосфорорганическим инсектицидом, выпущенным в Германии в 1943 г., был тетраэтилпирофосфат, известный под названием бладан и ТЭПФ. С появлением в литературе сведений об инсектицидных свойствах тетраэтилпирофосфата и родственных соединений началось систематическое изучение пестицидных свойств органических соединений фосфора. Среди изученных производных пирофосфорной кислоты найден ряд соединений некоторые из них не потеряли значения и в настоящее время. [c.562]

Фосфорная кислота в процессе полимеризации постепенно переходит в метафосфорную кислотуНРОз (через промежуточное образование пирофосфорной кислоты Н4Р2О7), которая не обладает каталитическими свойствами. Для того чтобы предотвратить дегидратацию фосфорной кислоты, процесс полимеризации непредельных углеводородов проводят в присутствии паров воды, которые подают в реакционное пространство в количестве от 2% и выше по отношению к реагирующим углеводородам. [c.52]

Физические и химические свойства. Чистый октаметилтетраамид пирофосфорной кислоты—прозрачная жидкость, со слабым запахом, окрашенная в светложелтый цвет. Темп. кип. 135—136 при 1,5 мм рт. ст. Относительный вес ( 4 ) 1,140. В воде растворяется в любых соотношениях. [c.434]

При изучении инсектицидных свойств и условий применения различных органических соединений фосфора проводились также наблюдения над их действием на метаболизм и рост растений. Это объясняет, почему производные фосфорной, тиофосфорной и пирофосфорной кислот были изучены наиболее подробно. В качестве гербицидов были предложены, например, кислые этил-2,4-дихлорфенокси- и этил-2-метил-4-хлорфенокси-фосфаты, алкилбензилфенилфосфаты, 0,0-диалкил-0-бифенил(или фенил)тиофосфаты, инсектицид шрадан, препарат цитрон (0-метил-0-2,4-дихлорфенил-Ы-изопропил-амидотиофосфат), который обладает более низкой токсичностью для теплокровных животных, чем гербрщид 2,4-0 и др.Эфиры дитиофосфорной кислоты типа (РО)2Р(5)5Ме и (РО)2Р(5)8Н были предложены в качестве дефолиантов. Наибольший интерес с этой точки зрения представляет препарат фолекс, или бутифос (5,5,5-трибутил-тритиофосфат). [c.564]

Среди многочисленных кислотных производных фосфора субфосфор-ная, нирофосфористая и пирофосфорная кислоты, их соли и органические производные уже давно привлекали к себе внимание исследователей. Однако несмотря на большое число работ, посвященных субфосфорной, пирофосфорной и в меньшей степени пирофосфористой кислотам, строение их далеко не может считаться установленным. Еще в меньшей мере изучены свойства и строение сложных эфиров названных кислот. [c.246]

Все приведенные данные свойств этилового эфира пирофосфорной кислоты заставлян)т нас думать, что в руках прежних исследователей соединение это было в большей и. 1н меньшей стенени загрязнено посторонними примесями. [c.255]

Эфиры пирофосфорной кислоты и особенно их аналоги, содержащие серу, представляют большой практический интерес, так как они обладают инсектицидными свойствами и могут стать эффективными средствами в борьбе с различными видами сельскохозяйственных вредихелей-насе-комых. [c.499]

В последние годы приведенные выше представления о строении нуклеиновых кислот были в некоторой степени подтверждены ферментативным синтезом РНК (Очоа с сотрудниками) и ДНК (Корнберг) исходными продуктами служили нуклеозидполифосфаты, которые отш,епляли фосфорную (или пирофосфорную) кислоту, и мононуклеотиды соединялись, образуя вешества, весьма близкие по свойствам природным РНК и ДНК- [c.521]

Общеизвестна роль АТР как аккумулятора свободной энергии, накапливаемой в процессах окисления, осуществляемого путем гликолиза или окислительного фосфорилирования и при фотосинтети-ческом фосфорилировании. Это свойство АТР обусловлено пониженной энергией связи фосфорильных остатков в пирофосфате, благодаря чему эта связь легко расщепляется при обменных реакциях. Например, гидролиз АТР с образованием фосфорной или пирофосфорной кислоты сопровождается относительно большим выигрышем свободной энергии — А гидр 7—8 ккал моль. Эта величина примерно равна — гидролиза пирофосфорной кислоты. [c.146]

Активность катализатора — один из наиболее важных факторов в процессе полимеризации. Свежий катализатор позволяет вести процесс при более низких температурах. Как только поверхность катализатора начинает покрываться смолистыми отложениями, температуру полимеризации приходится увеличивать для поддержания требуедюй глубины конверсии. Активность катализатора может снижаться также из-за дегидратации. В результате испарения воды с поверхности катализатора пирофосфорная кислота переходит в метафосфорную, не обладающую каталитическими свойствами. Для предотвращения дегидратации катализатора необходимо, чтобы упругость водяного пара в среде была не меньше упругости пара над поверхностью катализатора. В отдельных случаях количество воды в сырье бывает достаточным, но, как правило, приходится дополнительно подавать воду. [c.36]

Нуклеозиды сочетают все свойства углеводов и азотистых оснований. Они хорошо растворшйы в воде и способны кристаллизоваться, как и углеводы. Вступая в реакщпо этерификации с ортофосфорной, пирофосфорной и фифосфорной кислотой, нуклеозиды превращаются в нуклеотиды. Этерификация происходит на первичном гидроксиле и проходит в присутствии ферментов фосфатаз (эстераз). [c.729]

Пирофосфорная кислота, получение III — Справочник химика 21

Как убедиться в том, что полученное вещество представляет собой пирофосфорную кислоту [c.140]

При других температурах возможно получение дифосфорной (пирофосфорной) кислоты [c.337]

Получение пирофосфорной кислоты [c.140]

Коферменты нуклеотидов обычно образуются в природе в результате реакций обмена. Только в последнее время такие реакции были успешно использованы для лабораторного синтеза коферментов. Трудность, заключающаяся в необходимости приостановить реакцию на первой стадии, была преодолена путем проведения реакции триэфира пирофосфорной кислоты (полученного в отсутствие катализаторов основного характера) с моноэфиром в присутствии основания. На практике активация осуществляется при взаимодействии. [c.112]

Получение и формула. Взаимодействие тиамина с пирофосфорной кислотой. [c.192]

На обычном оборудовании цеха производства катализатора на Уфимском нефтеперерабатывающем заводе были проведены опыты, которые показали полную воспроизводимость лабораторных данных и пригодность промышленного оборудования. Наиболее важными операциями в процессе приготовления катализатора, подлежащими основной проверке, были смешивание пирофосфорной кислоты с кремнеземом и формование полученной катализаторной массы. [c.298]

Полный этиловый эфир пирофосфорной кислоты получен впервые А. Е. Арбузовым (1931 г.) взаимодействием диэтилфосфата натрия с диэтилхлорфосфа-том. В промышленности этот эфир получают из диэтил-фосфата натрия и тионилхлорида. Напишите уравнения обеих реакций. [c.116]

Для работы требуотся П-образный стеклянный прибор, наполненный двуокисью азота. — Аппарат Киппа для получения водорода. — Штатив с пробирками — Трубка газоотводная с пробкой. — Щипцы тигельные. — Промывалка. — Фарфоровая чашка. — Цилиндр мерный емк. 25 мл. — Цилиндры со стеклами, 2 шт. — Колба емк. 100 мл. — Мерная колба емк. 250 мл. — Стакан емк. 400 мл, 2 шт. — Колбы конические емк. 100 мл, 3 шт. — Пипетка на 20—25 мл. — Кристаллизатор большой. — Палочка стеклянная. — Цинк гранулированный. — Медные стружки. — Фосфор красный. — Сульфат железа (П) перекристаллизо-ванный. — Уголь кусковой. — Азотная кислота дымящая. — Азотная кислота отн. веса 1,41.—Азотная кислота (1 1).—Серная кислота концентрированная. — Серная кислота, 2 н. и 30%-ный растворы. — Соляная кислота концентрированная и 2 н. раствор. — Нитрат висмута, 0,5 н. раствор. — Нитрат серебра, 0,1 и. раствор. — Едкий натр, 0,1 н. титрованный раствор и 2 н. раетвор. — Нитрит натрия, насыщенный раствор. — Сульфат железа, насыщенный раствор. — Хлорид сурьмы, 0,5 н. раствор. — Ортофосфорная кислота, 1 н. раствор. — Метафосфорная кислота, 1 н. раствор. — Пирофосфорная кислота, 1 н. раствор.—Метаванадат аммония, 0,5 н. раствор. — Роданид калия, 1 н. раствор. — Ниобат калия, 27о-ный раствор. — Перекись водорода, 3%-ный раствор. — Ортофосфат натрия, 0,5 н. раствор. — Пирофосфат натрия, 0,5 н. раствор. — Метафосфат натрия, 0,5 н. раствор. — Раствор альбумина. —Растворы лакмуса и метилового оранжевого. — Поваренная соль. — Лед. [c.263]

Пирофосфорная кислота Н4Р2О7 бесцветная стекловидная масса. Хорошо растворима в воде, постепенно при этом переходя в ортофосфорную кислоту. При кипячении с азотной кислотой она очень быстро переходит в ортофосфорную кислоту. Пирофосфорная кислота применяется для получения ортофосфорной кислоты. Продажная пирофосфорная кислота содержит —50% Н4Р2О7 и 50% Н3РО4. [c.42]

Винилсульфокислота и ее соли используются в синтезе ионообменных смол заданной структуры, гомогенных ионитовых мембран и растворимых полиэлектролитов. В литературе предложено несколько методов синтеза винилсульфокислоты обработка абсолютного этанола — или этилена серным ангидридом, а затем щелочью (выход 45 и 20% соответственно) взаимодействие 1,2-дибромэтана и сульфита натрия с последующей обработкой образующегося продукта щелочью (выход 41%) или пятихлористым фосфором и водой (выход 65%) взаимодействие этиленхлоргидрина с бисульфитом натрия, а затем с пятихлористым фосфором (выход 37%) дегидратация натриевой соли оксиэтансульфокислоты пирофосфорной кислотой (выход 18%). Нами проверен и уточнен наиболее простой способ получения винилсульфокислоты, описанный в работах который приводит к высокому выходу продукта. [c.53]

При использовании вместо аммиака морфолина получают нук-леозид-5 -морфолидофосфаты, которые имеют некоторые преимущества как по реакционной способности, так и по растворимости [2436]. При их реакции с фосфорной кислотой образуются с высоким выходом нуклеозид-5 -пиро сфаты [86, 88, 92, 192а, 2436], взаимодействие с пирофосфорной кислотой приводит к получению трифосфатов [188а, 2436]. Еще большее значение имеют реакции [c.129]

Получение. Нагревают в платиновой чашке концентрированную фосфорную кислоту при 250 °С в течение 6—7 ч на электроплитке или над открытой тигельной печью. Сначала происходит кипение с разбрызгиванием, затем кипение прекращается. При дальнейшем нагревании остаток начинает дымить. Для установления окончания реакции образования пирофосфорной кислоты 2—3 капли вещества растворяют в воде и раствор нейтрализуют аммиаком. При добавлении к нему 0,1 н. раствора нитрата серебра должен выпасть чисто белый осадок пирофосфата серебра Ag4P207. Желтый цвет осадка указывает на примесь фосфата серебра AgзP04. Полученный препарат содержит 52—55 % пирофосфорной кислоты Н4Р2О7. [c.319]

Для получения осадителя применяют 2тСи радиоактивного фосфора в виде ортофосфорной кислоты. Для переведения в пирофосфорную кислоту 2 мл раствора помещают в плати- [c.40]

Деметилирование (39) пиридином с последующей обработкой деметилированной соли фосгеном приводит к (37). Последовательная реакция (37) с двумя различными спиртами дает несимметричный фосфодиэфир (вероятными интермедиатами являются пятивалентные производные). Катализируемое гидроксид-ионом отщепление диметилацетоинового остатка от триэфира происходит по крайней мере в 10 раз быстрее, чем гидролиз триметилфосфа-та. Поскольку реагент (37) был применен лишь для синтеза модельных фосфодиэфиров, предполагали, что его можно использовать для получения олигонуклеотидов [49]. Однако реагент (37), подобно всем тетраэфирам пирофосфорной кислоты, очень чувствителен к действию воды и может быть использован только в абсолютно безводных условиях. Это значительное неудобство в области нуклеотидов, где субстраты часто лишь с трудом растворяются в безводных растворителях. [c.159]

Ангидриды нуклеозид-б -фосфорной и ди-н-бутилтиофосфиновой кислот (51), которые количественно образуются при реакции между нуклеотидами и ди-н-бутилтиофосфинбромидом, легко выделяются в виде стабильных твердых веществ [84]. Поскольку эти ангидриды быстро не гидролизуются водой, они активируются окислительными агентами, такими как ацетат серебра, и в присутствии солей орто- или пирофосфорной кислот дают ADP, АТР и т. д. с отличными выходами схема (53) . Большое преимущество этого синтетического пути получения нуклеозиднолифосфатов состоит в том, что нет необходимости в защите спиртовых функций и нежелательные полифосфаты не образуются. [c.169]

На основе лигносульфонатов созданы более эффективные комплексные связующие. В одной из отечественных разработок в состав такого связующего входят модифицированный ортофосфорной кислотой лигносульфонат и карбамидофурановая смола при их массовом соотношении около 1 5. Благоприятным фактором, обеспечивающим технологичность процесса образования этого связующего, является возможность проведения операции смешения при температуре не выше 25 °С. Полученные стержни при температурном воздействии проявляют высокую прочность при растяжении, сохраняя термопластичность связующего. Активную роль выполняет введенная ортофосфор-ная кислота. При термовоздействии она обеспечивает образование нового лигносульфонатнофосфорнокислого композита, поскольку при температуре 200 °С переходит в пирофосфорную кислоту, а последняя при температуре 350 °С образует стеклообразный полимер. [c.313]

Оригинальная реакция, основанная на N-алкилировании нитрилов, осуществлена при взаимодействии хлорметиловых эфиров, тио-эфиров или моноариловых эфиров ортофосфорной кислоты с нитрилом в избытке нитрила (ацетонитрил, бензонитрил). Она приводит к получению с высокими выходами Р,Р -диэфиров пирофосфорной кислоты [c.280]

Известно много методов получения эфиров и амидов пирофосфорной кислоты, а также тио-, дитио- и тритиопирофосфор-ных кислот. Ниже указаны наиболее практически важные методы. Один из общих методов синтеза основан на реакции три-алкилфосфатов с хлороксидом фосфора и другими хлорангид- [c.465]

Основные красители представляют собой растворимые в воде соли органических оснований В водных растворах, они диссоциируют с образованием цветных катионов Компенсирующими анионами обычно являются хлорид-, бисульфат- и оксалат-анионы Пигментные лаки из основных красителей получают, заменяя анион более сложным, вследствие чего краситель становится нерастворимым в воде Можно также хемосорбировать краситель различными адсорбентами Наибольший интерес представляет осаждение основных красителей,, относящихся к классу арилметановых, гетерополикислотами которые получают на основе пирофосфорной кислоты НтРОе. заменой части или всех атомов кислорода на остатки других, кислот, например вольфрамовой, молибденовой и др Для получения ланов обычно используют смешанные гетерополикислоты, например фосфорно-вольфрамомолибденовую состава Н7[Р( 207) 4( 0207) 2] Цветовая гамма таких красителей зеленые, синие, фиолетовые [c.348]

Пирофосфат помещают в стеклянную чашку, обливают 100 мл воды и осторожно прибавляют соляную кислоту, пока осадок не растворится. К раствору прибавляют равный объем 30%-ной азотной кислоты. Выпадает белый микрокристаллический осадок гексамминиридинитрата. Его отсасывают и промывают 15%-ной азотной кислотой до тех пор, пока не будут удалены СГ, Ма и пирофосфорная кислота. После этого азотную кислоту отмывают спиртом и осадок сушат продуванием воздуха. Чтобы ускорить просушивание, целесообразно предварительно промыть соединение эфиром. Выход гексамминитрата достигает до 90% от теорет. Он является исходным материалом для получения других солей тексаммина. [c.246]

Коренное и принципиальное улучшение качества катализатора было достигнуто при замене кизельгура синтетическим кремнеземом, полученным при гидролизе четырехфтористого кремния по методу НИУНФ [11]. Этот материал на 97—98% состоит из окиси кремния и обладает высокой дисперсностью — около 70 вес. % его частиц проходит через сито размером 43 ц. Одновременно с улучшением качества катализатора удалось добиться значительного упрощения технологии его изготовления, основанной на получении при смешении горячей пирофосфорной кислоты с кремнеземом порошкообразной массы, пригодной для формования. [c.298]

Фосфорная кислота [501] получается окислением фосфора азотною кислотою до полного перехода фосфора в раствор и до прекращения выделения низших окислов азота. Берут обыкновенный красный фосфор. С белым реакция лучше всего производится при нагревании со слабою азотною кислотою. Полученный раствор испаряют до сиропообразного состояния. Если для приготовления взять отвешенное количество сухого фосфора, то можно получить наверное кристаллическую массу ортофосфорной кислоты, испаряя раствор до того, чтобы в нем осталось именно (если этого не сделать, Н РО теряет часть воды, и тогда, равно как и при избытке воды, не кристаллизуется) кoличe tвo №Р0 , соответствующее взятому количеству фосфора (из 31 г Р — 98 г [Н РО ]). Плавится при — -39, уд. вес жидкости, 1,88. Пятихлористый фосфор РС1° и хлорокись фосфора РОС » (см. далее) с водою также дают исключительно одну ортофосфорную кислоту и НС1. Два другие вида фосфорной кислоты, с которыми мы далее познакомимся, в присутствии кислот дают ту же ортокислоту, особенно легко при кипячении, а на холоду медленно. Сама по себе (как сухая, так и в растворах) ортофосфорная кислота при обыкновенной температуре не переходит в другие изменения, а потому составляет предельную и постояннейшую форму. При нагревании же до 2(Ю° она превращается, теряя воду, в пирофосфорную кислоту 2№Р0 = №0-р НФЮ а при начале краснокалильного жара (около 350°) обращается в метафосфорную, теряя при этом вдвое более воды Н РО =НЮ- -НРО . В водном растворе ортофосфорная кислота ясно отличается от пиро- или мета- [c.172]

В кварцевую колбу, содержащую Sn b, подогретый до начала плавления в своей кристаллизационной воде, вливают слегка подогретую обезвоженную фосфорную кислоту, перемешивают и нагревают на электроплитке. Над содержимым колбы пропускают ток СО2, а в реактив помещают термометр в кварцевом стекле. Нагревание ведут быстро, чтобы за 30 мин. температура поднялась до 300°. Повышение температуры выше 300° нежелательно, так как даже продолжительное нагревание при 300° приводит к значительному понижению восстановительной способности реактива, по-видимому, вследствие образования значительных количеств пирофосфорной кислоты. В процессе нагревания удаляется хлористый водород. Если при достижении 300° небольшие количества НС1 продолжают выделяться (дым Nh5 I при поднесении к горлу колбы пробирки с Nh5OH), нагревание все равно прекращают, так как остающееся небольшое количество хлористого водорода не ухудшает качество полученного реактива. Полученную густую светлую жидкость охлаждают до 150° в токе СО2, а затем в эксикаторе над КОН или СаСЬ, где и хранят. Восстановительная способность реактива сохраняется практически без изменений в течение долгого времени (порядка [c.20]

Один из наиболее ранних методов синтеза эфиров пирофосфорной кислоты состоит во взаимодействии хлорфосфатов с серебряными солями дизамещенных фосфатов на модификации этого метода, в котором вместо дорогих серебряных солей используются пиридиниевые соли, основана современная методика частичного гидролиза хлорфосфатов в присутствии пиридина (см. разд. 10.5.2). Новые способы, применяемые для получения тетрафениловых и тетрабензиловых эфиров, заключаются в термолизе смешанных эфиров — производных оксалилхлорида (уравнение 58) и во взаимодействии сероуглерода с фосфатами серебра (уравнение 59). [c.74]

Дифосфорная кислота

Дифосфорная кислота

Систематическое наименование	Гептаоксодифосфат (V) водорода
Традиционные названия	Дифосфорная кислота, пирофосфорная кислота
Хим. формула	H₄P₂O₇
Молярная масса	177,972 г/моль
Т. плав.	61 °C
Энтальпия образования	-2248,8 кДж/моль
Растворимость в воде	709²³ г/100 мл
Рег. номер CAS	2466-09-3
PubChem	1023
Рег. номер EINECS	219-574-0
SMILES
InChI	1S/h5O7P2/c1-8(2,3)7-9(4,5)6/h(h3,1,2,3)(h3,4,5,6) XPPKVPWEQAFLFU-UHFFFAOYSA-N
ChEBI	29888
ChemSpider	996
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Дифосфорная кислота — неорганическое соединение, четырёхосновная кислородсодержащая кислота с формулой H₄P₂O₇, бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Получение

Растворение оксида фосфора (в избытке) в воде:

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇

Нагревание ортофосфорной кислоты:

2H₃PO₄ →^150oCH₄P₂O₇ + H₂O

Реакция ортофосфорной кислоты с оксидом фосфора:

8H₃PO₄ + P₄O₁₀ →^100oC 6H₄P₂O₇

Физические свойства

Дифосфорная кислота — белое аморфное или кристаллическое вещество, очень гигроскопично. Существует в двух кристаллических модификациях с температурами плавления 54,3 и 71,5°С, смесь плавится при 61°С.

Хорошо растворяется в воде, этаноле, эфире.

Является четырёхосновной кислотой с константами диссоциации p K₁ = 1, p K₂ = 2, p K₃ = 6,6, p K₄ = 9,6.

Образует кристаллогидраты вида H₄P₂O₇•n H₂O, где n = 1, 5 и 6.

Химические свойства

При нагревании в вакууме разлагается:

H₄P₂O₇ →300oC 2HPO₃ + H₂O

При кипячении водных растворов, в присутствии сильных кислот, переходит в ортофосфорную кислоту:

H₄P₂O₇ + H₂O →^HNO₃,100oC 2H₃PO₄

Реагирует с щелочами с образованием средних или кислых солей:

H₄P₂O₇ + 4NaOH → Na₄P₂O₇ + 4H₂O

H₄P₂O₇ + 2NaOH → Na₂H₂P₂O₇ + 2H₂O

Вступает в обменные реакции:

H₄P₂O₇ + 4AgNO₃ → Ag₄P₂O₇↓ + 4HNO₃

Соли называются пирофосфатами или дифосфаты (по номенклатуре IUPAC).

Неорганические соединения фосфора
Оксиды	Оксид тетрафосфора (P₄O) Оксид фосфора (III) (P₂O₃) Оксид фосфора (IV) (P₄O₈) Оксид фосфора (V) (P₂O₅) Диоксид тетрафосфора (P₄O₂)
Фосфорные кислоты	Дифосфорная кислота (H₄P₂O₇) Метафосфорная кислота (HPO₃) Ортофосфорная кислота (H₃PO₄) Фосфористая кислота (H₂(PHO₃)) Фосфорноватая кислота (H₄P₂O₆) Фосфорноватистая кислота (H₃PO₂)
Соли	Гипофосфаты Гипофосфиты Метафосфаты Ортофосфаты Полифосфаты Тиофосфаты
Соединения фосфония	Йодид фосфония (PH₄I) Хлорид фосфония (PH₄Cl)
Прочее	Галогениды фосфора Пентанитрид трифосфора (P₃N₅) Фосфин (PH₃) Цикло-тетрафосфат аммония

Соединения фосфора

Фосфин (PH

₃)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH₃получить нельзя.

Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

Ca₃P₂+ 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Mg₃P₂+ 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

4P + 3KOH + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃↑

Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

P₄I ↔ HI+ PH₃↑

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

PH₃_{не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.}

PH₃_{— Проявляет свойства сильного восстановителя.}

Вступает в реакции с кислотами –
окислителями:

PH₃+ 8H₂SO_4(конц) = H₃PO₄ + 8SO₂↑ + 3H₂O

PH₃+ 8HNO_{3(конц. гор)} = H₃PO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

С безводными кислотами образует соли:

HI+ PH₃↑ = P₄I

Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

РН₃ + 2О₂ = P₂O₅ + H₂O (Н₃РО₄)

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

2P + 3Mg → Mg₃P₂

2P + 3Ca → Ca₃P₂

P + 3Na → Na₃P

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия
фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН₃:

Ca₃P₂+ 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Mg₃P₂+ 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P

₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

Р₂О₃ образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р₂О₃— белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Т_пл = 23,5°С

Пары существует в виде
димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

Р₂О₃как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р₂О₃в_{горячей воде}:

2Р₂О₃ + 6Н₂О = РН₃ + ЗH₃PO₄

При взаимодействии Р₂О₃ с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + Н₂О

При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅

Окисление галогенами:

Р₂О₃ + 2Cl₂ + 5Н₂О = 4HCl + 2H₃PO₄

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р

₂О₅)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной
температуре Р₂О₅— белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде
димеров Р₄О₁₀.

Очень гигроскопична, при
соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и
водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р₂О₅_{проявляет кислотные свойства.}

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

с водой, с образованием различных кислот:

Р₂О₅ + Н₂О = 2HPO₃ метафосфорная

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфориая
(дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄ ортофосфорная

с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р₂О₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

Р₂О₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + Н₂О

Р₂О₅ + 2NaOH = 2NaH₂PO₄ + Н₂О

Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Р₂О₅ + 2HNО₃ = 2HPO₃ + N₂О₅

Р₂О₅ + 2НСlО₄ = 2HPO₃ + Сl₂О₇

P₂O₅ + H₂SO₄→ 2HPO₃ + SO₃

P₂O₅ + 2CH₃COOH → 2HPO₃ + (CH₃CO)₂O

Видеоопыт Взаимодействие оксида фосфора с водой

Фосфорные кислоты

Фосфор
образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях
окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор
имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5,
+4, +3, +1.

Строение
наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее
практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая
(фосфористая) кислоты.

Фосфористая кислота (

H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

Реакция Р₂О₃ с водой:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl₃ + ЗН₂О = H₃PO₃+ 3HCl

Окисление белого фосфора хлором:

2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2H₃PO₃+ 6HCl

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H₃PO₃ известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой
таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н₂[НРО₃]

При комнатной
температуре H₃PO₃ –
кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл = 74°С.

Валентность фосфора
в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Химические свойства фосфористой кислоты

Является
слабой кислотой.

Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

H₂HPO₃ + H₂HPO₃ = H₃PO₄ + PH₃

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

Реагируют с сильными окислителями:

H₃PO₃ + Cl₂ + Н₂О = H₃PO₄ + 2HCl

5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O → H₃PO₄ + Hg + 2HCl

Реагируют с более слабыми окислителями:

H₃PO₃ + 2AgNO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + 2Ag↓ + 2HNO₃

В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

H₂HPO₃ + 3Zn + 3H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + PH₃ + 3Н₂О

При нагревании водного раствора Н₃РO₃окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

H₃PO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + Н₂

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н₂

Н₂[НРО₃] + Ca = Ca[HРО₃] + Н₂

взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

Н₂[НРО₃] + CaO = Ca[HРО₃] + Н₂O

диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

P₄ + 8NaOH_(конц) + 4H₂O = Na₂[HРО₃] + 6H₂

Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

PCl3 + 5NaOH_(разб) = Na₂[HРО₃] + 3NaCl + 2H₂O

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н₂РО₃, например: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO₃, например: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Хорошо
растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты
плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют
химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н

₃РO₄)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н₃РO₄ получают двумя способами:

Разложением природного соединения – фосфата кальция Са₃(РO₄)₂ серной кислотой:

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄↓

Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

Н₃РO₄ получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР + 5HNO₃ + 2Н₂О = ЗН₃РO₄ + 5NO↑

Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной
температуре безводная Н₃РO₄ – прозрачное, легкоплавкое (Т_пл = 42°С)
кристаллическое вещество. Н₃РO₄ -очень гигроскопичное вещество и смешивается с
водой в любых соотношениях. Н₃РO₄ с небольшим количеством воды образует
сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень
окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При
нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При нагревании выше 700°С переходит в
метафосфорную кислоту HPO₃:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO₃, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При
добавлении AgNO₃ к кислотам образуются осадки
различного цвета:

метафосфат серебра AgPO₃— белый
пирофосфат серебра Ag₄P₂O₇– также белый, но он не свертывает яичного белка
ортофосфат серебра Ag₃PO₄— желтый:

Н₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3НNO₃

Видео Качественная реакция на фосфат-ион

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это электролит средней силы
и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н₃РO₄ → Н⁺ + Н₂РO₄^—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно
малой степени:

Н₂РO₄^— → Н⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3H₂

с основными оксидами:

2Н₃РO₄ + ЗСаО = Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂О

2H₃PO₄ + 3MgO = Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂O

с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

Н₃РO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О

Н₃РO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + ЗН₂О

с аммиаком образует соли аммония:

Н₃РO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃РO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂HPO₄

Вытесняет более слабые кислоты из их солей
(карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

Н₃PO₄ + 3NaHCO₃→ Na₃PO₄ + CO₂ + 3H₂O

При нагревании H₃PO₄ выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

2H₃PO₄ → H₂P₂O₇ + H₂O

В отличие от
аниона NO₃^— в азотной
кислоте, анион РO₄^3- окисляющим
действием не обладает.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают
кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства
ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Анион соли	Название	Растворимость в воде	Примеры солей
PO₄^3-	Фосфат (ортофосфат)	большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)	Na₃РO₄; Са₃(РO₄)₂
HPO₄^2-	Гидрофосфат	растворимы	Na₂НРO₄; СаНРО₄
Н₂РO₄^—	Дигидрофосфат	очень хорошо растворимы	NaH₂PO₄; Са(Н₂РO₄)₂

Химические свойства фосфатов

Имеют свойства, характерные для солей.

Na₃РO₄ + Н₂О = Na₂HPO₄ + NaOH

Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

NaH₂PO₄ = NaPO₃ + H₂O

Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ +
H₂O

(NH₄)₃PO₄ = 3NH₃ + H₂O

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Ортофосфорная кислота, химические свойства, получение

1,008

1s¹

2,1

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

4,0026

1s²

4,5

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

18,998

2s² 2p⁵

3,98

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

20,180

2s² 2p⁶

4,4

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

22,990

3s¹

0,98

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

39,948

3s² 3p⁶

4,3

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Кислый пирофосфат натрия SAPP28 — Компания НЕО Кемикал

Найти продукт, в составе которого не было бы пищевой добавки E 450, затруднительно. Аппетитные кусочки колбасы без жировых подтеков, упругий сыр, мягкая кондитерская помадка — такое гастрономическое великолепие создается с помощью синтетических веществ на основе пирофосфорной кислоты.

Характеристики

В зависимости от технологической задачи пищевая добавка Е 450 может выступать:

эмульгирующей солью в производстве молодых и плавленых сыров для предотвращения расслаивания эмульсии, сморщивания продукта;

влагоудерживающим агентом в кондитерских мучных и сахарных изделиях, концентрированных сиропах: сохраняет заданную консистенцию, предупреждает высыхание, замедляет кристаллизацию сахарозы;

текстуратором в сливках на растительной основе, бутербродных спредах, молочных десертах, соусах, жидком тесте для получения гомогенизированной массы;сухих смесях и концентратах, молочных, пекарских и яичных порошках;

регулятором кислотности в безалкогольных напитках (искусственно минерализованных, ароматизированных), изделиях из фруктов, сухих чаях (включая травяные), ягодном мороженом;

улучшителем муки в макаронных и хлебных изделиях для улучшения структуры теста;

стабилизатором замутнения в шоколадных и ячменных молочных напитках для предотвращения осаждения частиц, предупреждения расслоения жидкости.

Добавку E 450 включают в процесс производства замороженного картофеля: добавка защищает продукт от потемнения, способствует сохранению структуры в процессе приготовления. Пирофосфаты в качестве эмульгатора входят в состав протеиновых коктейлей для спортивного питания.

Кислый пирофосфат натрия SAPP28 рекомендован при производстве печенья, сдобных булочек, бисквитов, кексов, пиццы, пирожных, для получения рассыпчатого теста.

Общеупотребительные названия продукта: пирофосфат натрия 2-замещенный (E 450i), пирофосфат динатрия, дигидропирофосфат натрия, Disodium diphosphate; Na2h3P2O7, САПП28, SAPP28, E450

САS № 7758-16-9

Кислоты

3.
КИСЛОТЫ

Кислотами
называются
сложные
вещества,
состоящие из
атомов
водорода и
кислотных
остатков.

С
точки зрения
теории
электролитической
диссоциации
кислоты это
электролиты, диссоциирующие
в водных
растворах
на катионы
только водорода
Н⁺ и анионы
кислотных
остатков.

Если
кислота
одноосновная,
то она диссоциирует
в одну
ступень:

HCI
H⁺
+ CI

HNO₃ H⁺ + NO₃

Если
кислота
многоосновная,
то она диссоциирует
ступенчато:

H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄
(первая
ступень),

H₂PO₄ H⁺ + HPO₄²
(вторая ступень),

HPO₄² H⁺ + PO₄³
(третья
ступень).

Ступенчатой
диссоциацией
многоосновных
кислот
объясняется
образование
кислых солей.

Номенклатура
кислот.

1. Бескислородные
кислоты

В бескислородных
кислотах
называется
кислотообразующий
элемент и
добавляется
окончание
водородная:

HCl хлороводородная
кислота

H₂S
сероводородная
кислота

2.
Кислородосодержащие
кислоты.

Составление
названий
кислородосодержащих
кислот
рассмотрим
на следующих
примерах:

H₂SO₄
серная
кислота,

H₃AsO₄ мышьяковая
кислота.

Называется
кислотообразующий
элемент с суффиксом
н или ов (если
степень
окисления
элементов
максимальная).

Если
степень
окисления
элемента
промежуточная,
то в
названии
используется
еще и суффикс
ист:

H₂SO₃
сернистая
кислота,

H₃AsO₃ мышьяковистая
кислота.

Когда
элемент
образует
много
кислородсодержащих
кислот
(например,
хлор), то, по
мере убывания
степени
окисления
кислотообразующего
элемента, они
имеют
следующие
названия:

HO₄
хлорная
кислота;

HO₃
хлорноватая
кислота;

HO₂
хлористая кислота;

HO
хлорноватистая
кислота.

Иногда
в молекулах
кислородосодержащих
кислот
элемент
имеет
одинаковую
степень окисления,
тогда в
названии
используются
приставки,
которые
указывают на
различное
содержание
воды в
кислоте:

мета
— мало воды,

орто —
много воды.

Например:

P₂O₅ + H₂O →
2HO₃
метафосфорная
кислота,

P₂O₅ + 3H₂O →
2H₃O₄
ортофосфорная
кислота.

При
составлении
формул
придерживаются
следующих
правил:

1. Бескислородные
кислоты.

Зная
название
кислоты,
записываем
сначала
водород, а затем
кислотообразующий
элемент.
Степень окисления
водорода в
кислотах
всегда +1. Степень
окисления
элемента
отрицательная.
Она равна
номеру
группы ПСЭ (в
которой
находится
элемент)
минус восемь.

Например:
сероводородная
кислота
элемент сера,
расположен в
шестой
группе ПСЭ. 6 — 8 = -2.
Степень
окисления серы
2. Записываем
символы
водорода и
серы Н⁺S^-2, т.к.
молекула электронейтральна,
то формула
кислоты
будет Н₂S.

2.
Кислородсодержащие
кислоты.

По
суффиксам в
названии
кислоты
определяем
степень
окисления кислотообразующего
элемента. Эта
степень
окисления
сохраняется
в кислотном
оксиде. По
приставке в
названии
определяем
количество
воды в
кислоте.

Например:
метафосфорная
кислота
кислотообразующий
элемент
фосфор.
Суффикс н
показывает,
что он имеет
максимальную
степень
окисления,
фосфор в
пятой группе
ПСЭ,
следовательно,
максимальная
степень
окисления +5,
она
сохраняется
и в оксиде
фосфора Р₂⁺⁵О₅^-2.
Приставка
мета
говорит о
том, что воды
в кислоте
минимальное
количество.

В
формулах
кислородосодержащих
кислот
сначала
записывается
водород, затем
кислотообразующий
элемент и
кислород. Индексами
выравнивают
число
положительных
и
отрицательных
зарядов. Если
они четные,
то их
сокращают и
ставят перед
формулой соответствующий
коэффициент.

_{+5 -2}

P₂O₅ + H₂O →
H₂P₂O₆ →
2HPO₃
метафосфорная
кислота,

_{+5 -2}

P₂O₅ + 2H₂O →
H₄P₂O₇
пирофосфорная
кислота,

_{+5 -2}

P₂O₅ + 3H₂O →
H₆P₂O₈ →
2H₃PO₄
ортофосфорная
кислота.

Классификация
кислот по
следующим
признакам:

По
содержанию
кислорода:

1. Кислородосодержащие
2. Бескислородные

HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄
HCl, HJ, H₂S

По основности

(по числу
атомов
водорода в
молекуле
кислоты)

1. Одноосновные

2. Многоосновные

HCl, HNO₃, HBr

H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S

По силе (по
степени
диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)

2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO₃, H₂SO₄
H₂S, HNO₂, H₂CO₃

По
растворимости

1. Растворимые
2. Нерастворимые

HCl, HNO₃
H₂SiO₃, H₂MoO₄

Получение

1. Бескислородные
кислоты
получают
синтезом из
простых веществ
летучих
соединений с
последующим
растворением
их в воде.
Например:

H₂ + Cl₂ →
2HCl хлороводород,
газ.
Растворяем
его в воде,
получаем HCl хлороводородную
кислоту
жидкость.

2.
Растворение
соответствующего
оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O →
2H₃PO₄.

3.
Электролиз
растворов
солей:

Na₂SO₄ + 4H₂O H₂SO₄
+2H₂+O₂+2NaОН.

4.
Взаимодействие
растворимой
соли с сильной
кислотой
(получают
нерастворимые,
легколетучие,
слабые
кислоты):

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCI
+ H₂SiO₃

H₂O

Na₂CO₃
+ 2HCl → 2NaCI + H₂CO₃

CO₂

Физические
свойства

Большинство
неорганических
кислот жидкости,
смешивающиеся
с водой в
любых соотношениях,
затвердевающие
при низких
температурах;
фосфорная
кислота —
кристаллическое,
похожее на
лед вещество,
хорошо
растворяется
в воде. Кремниевая
кислота
твердое
вещество,
нерастворимое
в воде.
Некоторые
кислоты
существуют
только в
растворе H₂Cr₂O₇, HMnO₄.
Их гидратированные
анионы
окрашены в
характерные
цвета: оранжевый,
фиолетовый.
Наконец,
такие
кислоты, как хлороводородная,
бромоводородная
летучие,
поэтому
обладают
резким
запахом.
Кислоты
имеют кислый
вкус.

Химические
свойства

1.
Изменение
цвета
индикаторов:

фенолфталеин
бесцветный,

лакмус
розовый,

метилоранж
красный.

2.
Взаимодействие
с
основаниями
с образованием
соли и воды
(реакция
нейтрализации):

H₂SO₄ + 2NaOH →
Na₂SO₄ + 2H₂O.

3.
Взаимодействие
с основными
оксидами:

H₂SO₄ + Na₂O →
Na₂SO₄ + 2H₂O.

4.
Взаимодействие
с солями:

а)
менее
летучие
кислоты
вытесняют
более летучие
из их солей:

H₂SO₄ + NaCI
→ NaHSO₄ + HCI

^конц^.^тверд.

б)
более
сильные
кислоты
вытесняют
менее сильные
из растворов
их солей:

3HCI + Na₃PO₄ →
3NaCI + H₃PO₄.

5.
Взаимодействие
с металлами
различных
кислот
протекает
согласно
положению
металлов в
ряду
напряжений,
который
характеризует
окислительно-восстановительную
способность
электрохимической
системы
металл — ион
металла.

Li К Ca Мg Al Ti Cr Zn
Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Au

Исходя
из этого, все
металлы
удобно
разделить на
три условные
группы:

Активные

Средней

активности

Малоактивные

Li К Ca Мg Al

Ti Cr Zn Fe
Ni Sn Pb

Cu Ag Au

Взаимодействие
металлов с хлороводородной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Pb)

Не
реагируют

Например:

Zn +2HCI → ZnCI₂ + H₂

Щелочные
и
щелочноземельные
металлы с растворами
кислот
взаимодействуют
в две стадии:

Na + HCI NaCI + H₂

1).2Na + 2H₂O →
2NaОН + H₂

2). NaОН
+ HCI→ NaCI + H₂O.

Малоактивные
металлы,
расположенные
в ряду
напряжений
правее
водорода, из
разбавленного
раствора
кислоты его
не вытесняют:

Cu + HCl

Взаимодействие
металлов с
разбавленной
серной
кислотой

Активные

Средней
актив.

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Pb)

Не
реагируют

Например:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄
+ H₂

Cu + H₂SO₄

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
серной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируются
Al, Fe)

Реагируют
Сu, Hg

не
реагируют Ag,

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются сульфат
металла,
вода и один
из продуктов
окисления
серной
кислоты:

S , H₂S, SO₂

SO₂

Например: Zn +
2H₂SO₄₍_К₎ → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

4Zn + 5H₂SO₄₍_К₎ → 4ZnSO₄ + H₂S +
4H₂O,

3Zn
+ 4H₂SO₄₍_К₎ → 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

2H₂SO₄₍_к₎ + Сu → Сu SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Холодная
концентрированная
серная кислота
пассивирует
Al, Fe; при
нагревании пассивирующие
пленки
растворяются,
и
взаимодействие
с кислотой
протекает
интенсивно.

Взаимодействие
металлов с
разбавленной
азотной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируется
Ti)

Реагируют
Сu, Hg Ag,

не
реагируют

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются нитрат
металла,
вода
и один из
продуктов
окисления
азотной кислоты:

NH₃,
NH₄NO₃

N₂
или N₂O

Например:

10HNO₃ + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂
+ NH₄NO₃ + 3H₂O.

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
азотной
кислотой

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

(пассивируются
Ti, Al, Cr, Fe)

Реагируют
Сu, Hg Ag,

не
реагируют

Au, Pt

В
результате
взаимодействия
образуются нитрат
металла, вода
и NO₂
(газ бурого
цвета). При
взаимодействии
с кислотой
активных
металлов
возможно
выделение N₂O.

Например:

4HNO₃ + Сu → Сu (NO₃)₂ + 2NO₂ +
2H₂O.

10HNO₃ + 4Са → 4Са (NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.

При
взаимодействии
азотной
кислоты любой
концентрации
и
концентрированной
серной с
металлами водород
никогда не
выделяется.

Холодная
концентрированная
азотная
кислота пассивирует
следующие
металлы Fe, Cr, Al, Ti, но при
нагревании
взаимодействие
этих металлов
с кислотой
протекает
энергично.

6.
Взаимодействие
с
неметаллами
азотной и концентрированной
серной
кислот:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄
+ 5NO,

C + 2H₂SO₄₍_к₎
→ CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

7.
При
нагревании
некоторые
кислоты
разлагаются:

H₂SiO₃H₂O + SiO₂.

Ход работы:

Опыт
№ 1. Взаимодействие
кислотного
оксида

с
водой

Стеклянной
палочкой
взять
кусочек
оксида
фосфора (V) и
смешать его с
небольшим
количеством
воды. В
полученный
раствор
добавить 23
капли лакмуса.
Написать
уравнение
реакции.

Опыт
№ 2. Взаимодействие
соли с
кислотой

Положить
в пробирку
немного
сухого ацетата
натрия

CH₃COONa
или другой
соли
уксусной
кислоты и
добавить
небольшое
количество
разбавленной
серной
кислоты.
Образовавшаяся
кислота
может быть
обнаружена
по запаху. При
выяснении
запаха нельзя
нюхать
вещество
прямо из
пробирки, так
как вдыхание
газов и паров
может вызвать
сильное
раздражение
дыхательных
путей. Необходимо
ладонью руки
сделать
легкие движения
от пробирки к
носу. В этом
случае в нос
будет
попадать
смесь газа с
воздухом и
сильного
раздражения
не
произойдет.

В
пробирку
внести 56
капель
концентрированного
раствора
силиката
натрия Na₂SiO₃
и постепенно
добавить 56
капель
соляной кислоты,
непрерывно
встряхивая
пробирку. Образуется
студнеобразный
осадок.
Подействовать
на
полученный
осадок
раствором
щелочи и
серной
кислоты. Отметить
изменения в
пробирках и
написать
уравнения
реакций.

Опыт
№ 3. Взаимодействие
основного
оксида с
кислотой

К
небольшому
количеству
оксида
магния в пробирке
прилить
небольшое
количество
соляной
кислоты.
Отметить
растворение
осадка.
Написать уравнения
реакции.
Какая соль
образовалась?

Опыт
№ 4. Взаимодействие
основания с
кислотой

(реакция
нейтрализации)

Налить в
фарфоровую
чашку 10 см³ 2
моль/дм³
раствора гидроксида
натрия.
Добавить 12
капли
фенолфталеина,
чтобы
окраска
стала
малиновой,
что подтверждает
наличие
щелочи в
растворе. Затем
в пробирку по
каплям
добавлять
раствор
соляной
кислоты, до
обесцвечивания
раствора.
Выпарить
содержимое
чашки и
убедиться,
что
образовалась
соль.
Написать
уравнение реакции.

Неорганические фосфорные кислоты — Alfa Aesar

Фосфорные кислоты — это оксикислоты фосфора с различной степенью окисления фосфора от +1 до +5. Фосфорная кислота или фосфоновая кислота (H ₃ PO ₃) представляет собой двухосновную кислоту с фосфором в степени окисления +3. Гипофосфористая кислота или фосфиновая кислота (H ₃ PO ₂) представляет собой одноосновную кислоту, имеющую степень окисления +1 для фосфора. Фосфор находится в степени окисления +5 в фосфорной кислоте (H ₃ PO ₄), которая является трехосновной кислотой.Пирофосфорная кислота представляет собой тетрапротонную кислоту с формулой H ₄ P ₂ O ₇. Гипофосфорная кислота, тетрапротонная кислота, H ₄ P ₂ O ₆ содержит фосфор в степени окисления +4. Оксикислоты фосфора также существуют в смешанных степенях окисления. Пероксомонофосфорная кислота, H ₃ PO ₅, представляет собой трехосновную кислоту с пероксидной группой.

Наиболее широко фосфористая кислота используется для получения хелатирующих агентов фосфоновой кислоты.Фосфоновые кислоты и сложные фосфатные эфиры можно получить из фосфористой кислоты. Фосфорная кислота используется в качестве восстановителя и для получения солей фосфита. Наиболее важным применением фосфористой кислоты является производство фосфонатов, которые используются при очистке воды.

Фосфорная кислота, помимо того, что является широко используемым реагентом в химии, имеет ряд применений, включая ингибитор ржавчины, стоматологический и ортопедический травитель, электролит, флюс, диспергирующий агент, промышленный травитель, сырье для удобрений и компонент бытовых чистящих средств.Фосфорная кислота используется в стоматологии и ортодонтии в качестве раствора для травления, чтобы очистить и придать шероховатость поверхности зубов, на которые будут помещены стоматологические приспособления или пломбы. Эта кислота также используется во многих отбеливателях для зубов для удаления налета, который может быть на зубах перед нанесением.

Гипофосфористая кислота используется в фармацевтических препаратах, обесцвечивании полимеров, очистке воды и извлечении драгоценных или цветных металлов. Его основное применение — химическое нанесение покрытия; я.е. осаждение выбранных металлических пленок из раствора на сенсибилизированную поверхность. В органической химии H ₃ PO ₂ наиболее известен своим использованием для восстановления солей арендиазония, превращая ArN ²⁺ в Ar-H.

Пирофосфорная кислота | 2466-09-3

Пирофосфорная кислота Химические свойства, применение, производство

Препарат

Пирофосфорная кислота может быть получена нагреванием ортофосфорной кислоты при 215 ° C:
2h4PO4 → h5P2O7 + h3O
Кислотный раствор в чистом виде можно получить ионным обменом, пропуская водный раствор пирофосфата натрия, Na4P2O7, через подходящую катионообменную колонку.

Реакция

Кислота имеет четыре заменяемых иона H +. Его константы диссоциации указывают на то, что два иона H + являются сильно кислыми, а два других протона — слабокислыми. Особенно велика первая константа диссоциации:
h5P2O7 + h3O ↔ h4O + + h4P2O7¯ Ka1 ~ 10–1
h4P2O7¯ + h3O ↔ h4O + + h3P2O72– Ka2 ~ 1.5×10–2
ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА, PYRO 701h3P2O72¯ + h3O ↔ h4O + + HP2O73– Ka3 ~ 2.7×10–7
HP2O73¯ + h3O ↔ h4O + + P2O74¯ Ka4 ~ 2.4×10–10
Пирофосфорная кислота образует кислые соли, такие как Nah4P2O7 и Na2h3P2O7.

Описание

Пирофосфорная кислота, также известная под названием
дифосфорная кислота, бесцветная, без запаха, гигроскопична
и растворим в воде, диэтиловом эфире и этиловом спирте.
Его получают из фосфорной кислоты путем обезвоживания.
Пирофосфорная кислота медленно гидролизуется в присутствии
воды в фосфорную кислоту.
h5P2O7 + h3O? 2h4PO4
При нагревании фосфорная кислота теряет воду,
преобразованы последовательно и до некоторой степени одновременно,
на пиро- и мета-кислоты:
2h4PO4? H5P2O7 + h3O
nh4PO4? (HPO3) n + [h3O] n

Химические свойства

Стекловидное твердое вещество от белого до очень бледно-желтого

Физические свойства

Бесцветные иглы или жидкость; гигроскопичен.Кристаллизуется в двух безводных формах: метастабильная форма, плавящаяся при 54,3 ° C, и вторая, более стабильная форма, плавящаяся при 71,5 ° C; чрезвычайно растворим в холодной воде, очень медленно реагируя с образованием фосфорной кислоты; разлагается намного быстрее в горячей воде; хорошо растворим в спирте и эфире.

Использует

Катализатор производства органических фосфатов
сложные эфиры, обработка металлов, стабилизатор органических пер-
оксиды.

Определение

ChEBI: ангидрид ациклической фосфорной кислоты, полученный конденсацией двух молекул фосфорной кислоты.

Препарат

По мнению первых исследователей, пиро-кислота
образуется при температуре 100 ° C, и преобразование завершено
от 255 до 260 ° C. Оксихлорид фосфора
реагирует с фосфорной кислотой следующим образом:
5h4PO4 + POC13? 3h5P2O7 + 3HC1
Миксту

Продукты и сырье для получения пирофосфорной кислоты

Сырье

Препараты

Фосфор кислотная основность

Legal.Красный фосфор при нагревании с концентрированной HNO3 дает ортофосфорную кислоту. Как долго продержатся следы на Луне? Красный фосфор имеет больше атомов, связанных вместе в сеть, чем белый фосфор, что делает его намного более стабильным. Оксокислоты фосфора, состоящие из связей P-H, обладают сильными восстанавливающими свойствами. Из-за такого структурного сходства черный фосфор также является хлопьевидным, как графит, и обладает другими подобными свойствами. Фосфорная кислота менее агрессивна и опасна, чем концентрированная серная или азотная кислота.Какова основность фосфорной кислоты? Любая фосфорная порода может быть использована для производства элементарного фосфора. При дегидратации образуется последовательность кислот, от пирофосфорной кислоты h5P2O7 до метафосфорной кислоты (h4PO4) n. Проглатывание: Губы, язык, горло и желудок будут гореть. Несколько более сильных кислот полностью устранят коррозию, но они ослабят остаточный черный металл из-за травления и изъязвления поверхности. 2P + 2NaClO2 + 2h3O ———> Na2h3P2O6 + 2HCl, Na2h3P2O6 + 2H —– (смола) —–> h5P2O6 + 2Na (смола).Фосфорная кислота — это дипротонная кислота. Вместо этого производители используют фосфат кальция и кокс (Emsley). Когда-то соединения фосфора использовались в моющих средствах в качестве смягчителя воды, пока они не вызвали опасения по поводу загрязнения и эвтрофикации. Основания конъюгата h3PO4-, HPO42- и PO43- могут быть смешаны с образованием буферных растворов. Азот, фосфор и калий являются ключевыми ингредиентами для растений, а их содержание играет ключевую роль во всех формах удобрений. Как долго вы можете хранить свежую индейку в холодильнике, прежде чем ее нужно будет приготовить? Существует множество изотопов фосфора, только один из которых является стабильным (31P).Он также показывает белый фосфор, горящий с воздухом. Следовательно, основность оксокислот фосфора равна 3. Связи P – P или P – H также встречаются в дополнение к связям P = O и P-OH в оксокислотах фосфора, где степень окисления фосфора меньше ‘+ 5 ‘. Библиотеки LibreTexts работают на платформе MindTouch® и поддерживаются пилотным проектом открытых учебников Департамента образования, Управлением ректора Калифорнийского университета в Дэвисе, Библиотекой Калифорнийского университета в Дэвисе, Программой доступных образовательных решений Калифорнийского государственного университета и Мерло.Дифосфор (\ (P_2 \)) представляет собой газообразную форму фосфора, которая термодинамически стабильна при температурах выше 1200 ° C и до 2000 ° C. Это сделало Phosphorus и Sulphur эффективными маркерами ДНК и белка соответственно. Основность молекулы — это количество кислых атомов водорода. Са (ОН) 2} \)). Какова основность фосфорной кислоты? Фосфор довольно реактивный. Следовательно, мы можем сказать, что только атомы водорода (H), присоединенные к кислороду, вызывают основность. Главный ответ. Чтобы водород был кислым, он должен быть присоединен к сильно электроотрицательному атому, например к кислороду или фтору.Авторские права © 2020 Multiply Media, LLC. Это одна из фосфорных кислородных кислот. Эти три области — это область, где pH равен pK, область, где pH равен 4,7, и область, где pH равен 9,8. Фосфорная кислота получается гидролизом трихлорида фосфора паром или кислотой. В первом случае все атомы водорода присоединены к атому кислорода как группа ОН, из которой водород может легко выделяться в виде протонов. Фосфорная кислота (h4PO3) имеет следующую структуру: хотя она имеет 3 атома H, только те, которые непосредственно присоединены к атому O (кислорода), будут легко ионизироваться.Сила оксокислот фосфора порядка кислотности H. Наконец, в третьем случае только один атом водорода присоединен к кислороду, а два других атома водорода присоединены непосредственно к P, который не может выйти в виде протонов. Генетический материал проник в твердое вещество, содержащее бактериальные клетки на дне пробирки, в то время как негенетический материал оставался в жидкости. Приведите формулу продукта. Эти периоды полураспада достаточно велики, чтобы их можно было использовать для анализа, и по этой причине изотопы можно использовать для маркировки ДНК.В жидкой форме он выглядит как прозрачный бесцветный раствор, а в твердой форме — как прозрачное кристаллическое твердое вещество. Без фосфатов в биологических молекулах, таких как АТФ, АДФ и ДНК, мы не были бы живы. Ca5 (PO4) 3X + 5 h3SO4 + 10 h3O —> 3h4PO4 + 5 CaSO4 · 2h3O + HX. Ортофосфорная кислота относится к фосфорной кислоте. Он очень реактивен и самопроизвольно воспламеняется на воздухе, поэтому хранится под водой. Пары содержат P2O5, пары могут вызывать раздражение горла и кашель, но их можно переносить

Гегель об искусстве,
Chilli Thrips Damage On Roses,
Польский чизкейк со сливочным сыром,
Преподавание стажировки для старшеклассников,
Моктейли для детей,
Марио и Луиджи,
Распродажа рассыпного чая,
Лимонно-сметанный топпинг для чизкейка,
Марио и Луиджи,

оксокислот фосфора — MyRank

⇒ Фосфор образует большое количество оксокислот.

⇒ В основе всех этих кислот лежит тетраэдрический четырехкоординированный атом фосфора, содержащий по крайней мере одно звено P = O и одну группу P — OH. Конденсированные системы образуются посредством связи P — O — P или связи P — P.

⇒ Основность зависит от атомов H, связанных с O в форме -OH.

Вот некоторые из распространенных оксокислот фосфора:

Имя	Формула	Степень окисления P	основность	структура	подготовка
Гипофосфорная кислота	H ₃ PO ₂	+1	1		белый P ₄ + щелочь
Фосфорная кислота	H ₃ PO ₃	+3	2		P ₂ O ₃ + 3H ₂ O → 2H ₃ PO ₃
Гипофосфорная кислота	H ₄ P ₂ O ₆	+4	4		красный P ₄ + щелочь
Ортофосфорная кислота	H ₃ PO ₄	+5	3		P (красный) + 5HNO ₃ → H ₂ O + H ₃ PO ₄ + 5NO ₂ или P ₄ O ₁₀ + 6H ₂ O → 4H ₃ PO ₄
Дифосфорная кислота (пирофосфорная кислота)	H ₄ P ₂ O ₇	+5	4		нагревательная фосфорная кислота 2H ₃ PO ₄ → H ₄ P ₂ O ₇ + H ₂ O
Метафосфорная кислота	HPO ₃	+5	1		нагрев ортофосфорной кислоты примерно до 850 K H ₃ PO ₄ → HPO ₃ + H ₂ O
Кислота пероксофосфорная	H ₃ PO ₅	+7	3		P ₂ O ₅ + 2H ₂ O ₂ + H ₂ O → 2H ₃ PO ₅

Оксиды фосфора:

1.Пятиокись фосфора :

⇒ Это химическое соединение с молекулярной формулой P ₄ O ₁₀ (его общее название происходит от его эмпирической формулы, P ₂ O ₅).

⇒ Это белое кристаллическое твердое вещество — ангидрид фосфорной кислоты. Это мощный осушающий и обезвоживающий агент.

⇒ P ₄ O ₁₀ получается сжиганием элементарного фосфора при достаточном притоке воздуха:

P ₄ + 5 O ₂ → P ₄ O ₁₀

2.Трехокись фосфора :

⇒ Это химическое соединение с молекулярной формулой P ₄ O ₆. Хотя его следует правильно называть гексоксидом тетрафосфора, название триоксид фосфора предшествовало знанию молекулярной структуры соединения, и его использование продолжается и сегодня.

⇒ Бесцветное твердое вещество. Формально это ангидрид фосфористой кислоты H ₃ PO ₃, но не может быть получен дегидратацией кислоты.Это белое, воскообразное, кристаллическое и высокотоксичное твердое вещество.

⇒ Получается путем сжигания фосфора в ограниченном количестве воздуха при низкой температуре.

P ₄ (с) + 3 O ₂ (г) → P ₄ O ₆ (с)

оксокислот фосфора — учебный материал для IIT JEE

Введение в оксокислоты фосфора

Фосфор образует различные оксикислоты.Это фосфорная кислота (H ₃ PO ₂), фосфористая кислота (H ₃ PO ₃), гипофосфорная кислота (H ₃ PO ₄), пирофосфорная кислота (H ₄ P ₂ O ₇) и метафосфорная кислота (HPO ₂) n.

Оксокислоты фосфора приведены в таблице ниже.

Имя	Формула	Степень окисления P
Гипофосфорная кислота	H ₃ PO ₂	+1
Фосфорная кислота	H ₃ PO ₃	+3
Гипофосфорная кислота	H ₄ P ₂ O ₆	+4
Ортофосфорная кислота	H ₃ PO ₄	–
Дифосфорная кислота (пирофосфорная кислота)	H ₄ P ₂ O ₇	+5
Метафосфорная кислота	HPO ₃	+5
Кислота пероксофосфорная	H ₃ PO ₅	+7

Среди оксокислот фосфора ортофосфорная кислота является наиболее важной и используется как часть производства фосфатных удобрений.

Гипофосфорная кислота (H ₃ PO ₂) или фосфиновая кислота

Устанавливается окислением фосфина йодом в пределах условного количества воды. Это одноосновная кислота.

PH ₃ + 2I ₂ + 2H ₂ O ————> H ₃ PO ₂ + 4 HI

Рис.1: Гипофосфористая кислота

Фосфорная кислота (H ₃ PO ₃) или фосфоновая кислота

Образуется гидролизом триоксида фосфора (P ₄ O ₆).Фосфорная кислота имеет двухосновную природу.

P ₄ O ₆ + 6H ₂ O ———-> 4H ₃ PO ₃

Рис. 2: Фосфорная кислота

Гипофосфорная кислота (H ₄ P ₂ O ₆)

Устанавливается путем контролируемого окисления красного фосфора хлоритом натрия, когда получается динатриевая соль гипофосфорной кислоты, ее пропускают через катионообменник с получением гипофосфорной кислоты.Гипофосфорная кислота имеет четырехосновную природу.

2P + 2NaClO ₂ + 2H ₂ O ———> Na ₂ H ₂ P ₂ O ₆ + 2HCl
Na ₂ H ₂ P ₂ O ₆ + 2H —— смола ——> H ₄ P ₂ O ₆ + 2Na — смола

Рис. 3: Гипофосфорная кислота

Ортофосфорная кислота (H ₃ PO ₄)

Устанавливается путем обработки P ₄ O ₁₀ барботажной водой.Это трехосновная кислота.

P ₄ O ₁₀ + 6H ₂ O ———-> 4H ₃ PO ₄

Рис.4: Ортофосфорная кислота

Пирофосфорная кислота (H ₄ P ₂ O ₇)

Его получают путем нагревания ортофосфоновой кислоты примерно до 250 ^o C. Это четырехосновная кислота.

2H ₃ PO ₄ ———> H ₄ P ₂ O ₇ + H ₂ O

Фиг.5: Пирофосфорная кислота

Метафосфорная кислота (HPO ₃) n

Он образуется при нагревании ортофосфорной кислоты примерно до 850 К. Метафосфорная кислота не существует в виде мономера. Он существует как циклический тример, циклический тетрамер или полимер.

H ₃ PO ₄ ———> HPO ₃ + H ₂ O

Рис.6: Метафосфорная кислота

Структуры оксокислот фосфора эффективно приведены вперед:

Фиг.7. Структура оксокислот фосфора с указанием степени окисления и основной природы

Формулы оксокислот P можно запомнить как:

Meta Acid используется для кислоты, полученной при потере одной частицы воды.
Pyro Acid используется для кислоты, полученной путем нагревания двух атомов с потерей одной частицы воды.
Hypo в основном используется для кислоты, имеющей более низкое содержание кислорода, чем исходная кислота.

В любом случае можно заметить, что метафосфорная кислота не существует в качестве основного мономера; он существует как циклометафосфорная кислота или полиметафосфорная кислота.

Рис. 8: Формы метафосфорной кислоты

Посмотрите это видео, чтобы получить дополнительную информацию

Дополнительная информация

Оксокислоты фосфора

Узнайте о оксикислотах | Чегг.com

Среди элементов 16 группы только сера, селен и теллур могут образовывать стабильные оксикислоты. Сера образует большое количество оксикислот. Селен и теллур образуют только две стабильные оксикислоты, тогда как сера образует большое количество оксикислот. Селеновая кислота (h3SeO3) и селеновая кислота (h3SeO4) являются стабильными оксикислотами селена. Теллуровая кислота (h3TeO3) и теллуровая кислота (h3TeO4) являются стабильными оксикислотами теллура.

Кислороды серы включают соединения серы, содержащие серу, кислород и водород.Эти оксикислоты имеют по крайней мере одну связь S = O и одну связь S – OH. Оксикислоты серы следующие:

Серная кислота (h3SO3):
Степень окисления серы в сернистой кислоте +4. В этой кислоте есть одна связь S = O и две связи S – OH. Поскольку имеется две связи S – OH, основность будет 2.

Серная кислота (h3SO4):
Степень окисления серы в серной кислоте +6. В этой кислоте есть две связи S = O и две связи S – OH. Поскольку имеется две связи S – OH, основность будет равна 2.

Серная кислота (h3SO4)

Пероксомоносерная кислота (h3SO5):
Эта оксикислота также известна как кислота Каро.Степень окисления серы в кислоте Каро +6. В этой кислоте есть две связи S = O, одна связь S – OH и одна пероксидная связь. Основность кислоты Каро 2.

Пероксидисерная кислота (h3S2O8):
Эта оксикислота также известна как кислота Маршелла. Степень окисления серы +6. В этой кислоте четыре связи S = O, две связи S – OH и одна пероксидная связь. Основность кислоты Маршелла 2.

Дитионовая кислота (h3S2O6):
Степень окисления серы в этой оксикислоте +5. В этой кислоте четыре связи S = O, две связи S – OH и одна связь S – S.Основность этой оксикислоты равна 2.

Тиосерная кислота (h3S2O3):
Степень окисления серы в тиосерной кислоте +2. В этой кислоте есть одна связь S = O и две связи S – OH. Поскольку имеется две связи S – OH, основность равна 2.

Пиросерная кислота (h3S2O7):
Степень окисления серы в этой оксикислоте +6. В этой кислоте четыре связи S = O, две связи S – OH и одна связь S – O –– S. Основность этой оксикислоты равна 2.

Страница не найдена | MIT

Перейти к содержанию ↓

Образование
Исследовать
Инновации
Прием + помощь
Студенческая жизнь
Новости
Выпускников
О MIT
Подробнее ↓
Прием + помощь
Студенческая жизнь
Новости
Выпускников
О MIT

Меню ↓

Поиск

Меню

Ой, похоже, мы не смогли найти то, что вы искали!
Попробуйте поискать что-нибудь еще!

Что вы ищете?

Увидеть больше результатов

Предложения или отзывы?

Основность пирофосфорной кислоты: Пирофосфорная кислота свойства III — Справочник химика 21

Пирофосфорная кислота свойства III — Справочник химика 21

Пирофосфорная кислота, получение III — Справочник химика 21

Дифосфорная кислота

Получение

Физические свойства

Химические свойства

Соединения фосфора

Фосфин (PH

Фосфиды

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р

Фосфорные кислоты

Фосфористая кислота (

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Фосфорные удобрения

Ортофосфорная кислота, химические свойства, получение

Кислый пирофосфат натрия SAPP28 — Компания НЕО Кемикал

Кислоты

Неорганические фосфорные кислоты — Alfa Aesar

Пирофосфорная кислота | 2466-09-3

Пирофосфорная кислота Химические свойства, применение, производство

Препарат

Реакция

Описание

Химические свойства

Физические свойства

Использует

Определение

Препарат

Продукты и сырье для получения пирофосфорной кислоты

Сырье

Препараты

оксокислот фосфора — MyRank

оксокислот фосфора — учебный материал для IIT JEE

Узнайте о оксикислотах | Чегг.com

Страница не найдена | MIT

Related Posts

Эффективные игры для развития общения детей дошкольного возраста

Можно ли купать грудничка при насморке: советы педиатров

Добавить комментарий Отменить ответ