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

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]

    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]








    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]

    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]

    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]

    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. 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]

    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]

    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]

    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]

    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 названияДифосфорная кислота, пирофосфорная кислота
Хим. формулаH4P2O7
Молярная масса177,972 г/моль
Т. плав.61 °C
Энтальпия образования-2248,8 кДж/моль
Растворимость в воде70923 г/100 мл
Рег. номер CAS2466-09-3
PubChem1023
Рег. номер EINECS219-574-0
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

ChEBI29888
ChemSpider996
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:
 2H3PO4150oCH4P2O7 + H2
  • Реакция ортофосфорной кислоты с оксидом фосфора:
 8H3PO4 + P4O10100oC 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 H4P2O7n H2O, где n = 1, 5 и 6.

Химические свойства

  • При нагревании в вакууме разлагается:
 H4P2O →300oC  2HPO3 + H2
  • 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 + 4H2
 H4P2O7 + 2NaOH →  Na2H2P2O7 + 2H2
  • 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 PH3 получить 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

  • PH3не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH3Проявляет свойства сильного восстановителя.

  • Вступает в реакции с кислотами –
    окислителями
    :

PH3 + 8H2SO4(конц) = H3PO4 + 8SO2↑ + 3H2O

PH3 + 8HNO3(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 Тпл = 23,5°С

Пары существует в виде
димеров Р4О6.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

  • Р2О3 как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р2О3 + ЗН2О =2H3PO3

  • Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р2О3вгорячей воде:

2О3 + 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

Р2О5проявляет 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 (Тпл = 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+ + НРO42-

НРO42- → Н+ + РO43-

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

3РO4 + 6Na = 2Na3РO4 + 3H2

  •  с основными оксидами:

3РO4 + 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 РO43- 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
PO43-Фосфат (ортофосфат)большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO42-ГидрофосфатрастворимыNa2НРO4; СаНРО4
Н2РO4Дигидрофосфаточень хорошо растворимыNaH2PO4; 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

H

1,008

1s1

2,1

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

4,5

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

3,98

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

4,4

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,98

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

4,3

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

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 + H2 CO3

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

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

Реагируют

(пассивируется
Pb)

Не
реагируют

 

 

Например:

Zn + H2SO4 → ZnSO4
+ H2

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

Cu + H2SO4

 

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
серной 
кислотой

 

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

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

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

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

           
NO

 

Например:

 

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

             

 

Взаимодействие
металлов с
концентрированной
азотной
кислотой

 

 

Активные

Средней
активности

Малоактивные

Реагируют

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:

H2SiO3 H2O + 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

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?

.

Related Posts

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.