Oxid fosforečný

Fosfor byl objeven a izolován v roce 1669 německým chemikem H. Brandem. V přírodě se tento prvek vyskytuje pouze ve formě sloučenin. Hlavními minerály jsou fosforit Ca3 (PO4) 2 a apatit 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 nebo Ca5F (PO4) 3. Navíc je prvek součástí bílkovin a také obsažen v zubech a kostech. Fosfor snadno reaguje s kyslíkem a chlórem. Při přebytku těchto látek se sloučeniny s stupeň oxidace (pro P) +5 a pro nedostatek - se stupněm oxidace +3. Oxid fosforu může být reprezentován několika vzorci, které představují různé chemické látky. Mezi nejběžnější patří P2O5 a P2O3. Další vzácné a špatně studované oxidy jsou: P4O7, P4O8, P4O9, PO a P2O6.

Reakce oxidace elementárního fosforu s kyslíkem probíhá pomalu. Jeho různé aspekty jsou zajímavé. Za prvé, ve tmě je jasně viditelná záře, která je doprovází. Za druhé, oxidační proces tohoto chemické vždy dochází při tvorbě ozonu. To je způsobeno přípravou meziproduktu - fosforyl PO - podle schématu: P + O2 → PO + O, a pak: O + O2 → O3. Za třetí, oxidace je spojena s náhlou změnou elektrické vodivosti okolního vzduchu díky jeho ionizaci. Uvolňování světla bez viditelného ohřevu, když se vyskytují chemické reakce, se nazývá chemiluminiscence. V mokrém prostředí je zelená chemiluminiscence způsobena tvorbou meziproduktu PO.

Oxidace fosforu nastává pouze při určité koncentraci kyslíku. Nesmí být nižší než minimální a nad maximální limity parciální tlak O2. Samotný interval závisí na teplotách a řadě dalších faktorů. Například za standardních podmínek reakční rychlost oxidace fosforu čistým kyslíkem se zvyšuje na 300 mm Hg. Art. Pak klesá a klesá téměř k nule, když parciální tlak kyslíku dosáhne 700 mm Hg. Art. a vyšší. Oxid za normálních podmínek se tudíž nevytváří, protože fosfor není prakticky oxidován.

Oxid fosforečný

Nejcharakterističtější oxid je anhydrid kyseliny fosforečné nebo vyšší oxid fosfor, P2O5. Je to bílý prášek se špičatým zápachem. Při určování jeho molekulové hmotnosti v párech je zjištěno, že správnější záznam jeho vzorce je P4O10. Tato látka nehořlavý, taje při 565,6 ° C oxid anhydrid P2O5 -kislotny všech charakteristických vlastností, ale je dychtivě vstřebává vlhkost, takže se používá jako vysoušedla kapalin nebo plynů. Oxid fosforu může odnést vodu, která je součástí chemických látek. Anhydrid je tvořen spalování fosforu v atmosféře kyslík nebo vzduch, s dostatečným množstvím režimu O2: 4P + 5O2 → 2P2O5. Používá se při výrobě kyseliny H3PO4. Při interakci s vodou mohou vznikat tři kyseliny:

• Metafosforečná: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• pyrofosforečné: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• ortofosforečná: P2O5 + 3H20 - 2H3P04.

Oxid fosforečný reaguje prudce s vodou a látkami obsahujícími vodu, jako je dřevo nebo bavlna. Toto vytváří velké množství tepla, které mohou dokonce vést k požáru. Způsobuje korozi kovu a je velmi dráždivý (vážné popáleniny očí, kůže), dýchacích cest a sliznic, dokonce i v tak nízkých koncentracích, jako je 1 mg / m33.

Oxid fosforečný

anhydrid kyseliny fosforu nebo fosfor oxid, P2O3 (P4O6) - je bílá krystalická pevná látka (vosk vzhled podobně), který taje při teplotě 23,8 ° C a vře při 173,7 C. As bílý fosfor, P2O3 je velmi toxická látka. Jedná se o kyselý oxid se všemi vlastními vlastnostmi. Oxid fosforu 3 je tvořen díky pomalé oxidaci nebo spalování volné látky (P) v prostředí, kde je nedostatek kyslíku. Oxid fosforečný pomalu reaguje se studenou vodou a vytváří kyselinu: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tento oxid fosforečný reaguje silně s teplou vodou, reakce se provádějí v různých způsobech, výsledek může vzniku červeného fosforu (modifikovaný alotropický podukt), hydridu fosforu a kyselinu: H3PO3 a H3PO4. Tepelný rozklad P4O6 anhydridu kyseliny s následným odštěpením atomů fosforu, přičemž směs, vytvořené z oxidů P4O7, P4O8, P4O9. Ve struktuře se podobají P4O10. Nejvíce studovaným z nich je P4O8.