- объём в стр.; - 6 разделов; - таблиц; - рисунка; - наименований из списка литературы.

РЕФЕРАТ

Курсовая работа имеет:

- объём в стр.;
- 6 разделов;
- таблиц;
- рисунка;
- наименований из списка литературы.

Объект исследования: фосфор, физические и химические свойства элементарного фосфора и его соединений. Методы получения элементарного фосфора и различных его соединений. Исторические данные и применение.
Цель работы: исследование химических и физических свойств фосфора и его соединений, изучение методов получения, осветление исторических данных и отраслей применения.
Результаты работы можно использовать для дальнейшего изучения свойств как фосфора, так и его соединений. Используемые данные помогут в возможном усовершенствовании методов получения, а также применения фосфора и его соединений. Также предоставленная в данной работе информация может помочь в возможные улучшения качества проведения различных химических реакций с фосфором и его соединениями.
КЛЮЧЕВЫЕ СЛОВА: ФОСФОР, ЭЛЕМЕНТАРНЫЙ ФОСФОР, СОЕДИНЕНИЯ, ГИДРИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ, СТРУКТУРА, ФОСФАТЫ, ПРИМЕНЕНИЕ, ГИБРИДИЗАЦИЯ, ОКИСЛЕНИЕ, СВОЙСТВА.

РЕФЕРАТ

Курсова робота має:

- № об'єм в стор.;
- 6 розділів;
- № таблиць;
- № малюнків;
- № назв зі списку літератури.

Об’єкт дослідження: фосфор, фізичні ти хімічні властивості елементарного фосфору та його сполук, методи отримання елементарного фосфору та різних його сполук. Історичні данні та використання.
Мета роботи: дослідження хімічних і фізичних властивостей фосфору та його сполук, дослідження методів отримання, освітлення історичних даних та галузей використання.
Результати праці можна використовувати для подальшого вивчення властивостей як фосфору, так і його сполук. Використанні дані допоможуть в можливому удосконаленні методів отримання, а також використання фосфору і його сполук. Також надана у цій роботі інформація може допомогти у можливих удосконаленнях якості проведення різних хімічних реакцій з фосфором та його сполуками.
КЛЮСОВІ СЛОВА: ФОСФОР, ЕЛЕМЕНТАРНИЙ ФОСФОР, СПОЛУКИ, ГІДРИДИ, КИСЛОТИ, СОЛІ, СТРУКТУРА, ФОСФАТИ, ЗАСТОСУВАННЯ, ГІБРИДИЗАЦІЯ, ОКИСНЕННЯ, ВЛАСТИВОСТІ.

ABSTRACT

Term paper is:
- № pages in volume;
- 6 sections;
- № tables;
- figures №;
- № items from the list of bibliography.
The object of the study: phosphorus, physical and chemical properties of elemental phosphorus and its compounds. Methods for producing elemental phosphorus and its various compounds. Historical data and application.
Objective of the study: Exploring the chemical and physical properties of phosphorus and its compounds, researching the methods for obtaining and presenting historical data and application.
The results can used for further study of both the properties of phosphorus and its compounds. The data used to help in the possible improvement of methods for the preparation and application of phosphorus and its compounds. The information provided in this term paper can assist in improving the quality of possible different chemical reactions with phosphorus and its compounds.
KEY WORDS: PHOSPHORUS, ELEMENTAL PHOSPHORUS, COMPOUNDS, HYDRIDES, ASIDS, SALTS, STRUCTURE, PHOSPHATE, APPLICATION, HYBRIDIZATION, OXIDATION, PROPERTIES.

СОДЕРЖАНИЕ

ВСТУПЛЕНИЕ....................................................................................................................................... 8
1 ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР......................................................................................................... 10
1.1 Исторические сведения и природные соединения фосфора.......................... 10
1.1.1 Исторические сведения............................................................................................ 10
1.1.2 Природные соединения.............................................................................................12
1.2 Типы соединений фосфора............................................................................................... 12
1.3 Элементарный фосфор и фосфиды металлов......................................................... 14
1.3.1 Элементарный фосфор............................................................................................. 14
1.3.1.1 Белый фосфор..................................................................................................... 16
1.3.1.2 Красный фосфор................................................................................................ 18
1.3.1.3 Черный фосфор.................................................................................................. 19
1.3.2 Фосфиды.......................................................................................................................... 19
1.4 Гидриды и галогениды фосфора................................................................................... 20
1.4.1 Молекула PH.................................................................................................................. 20
1.4.2 Фосфин............................................................................................................................. 20
1.4.3 Фосфониевые соединения...................................................................................... 21
1.4.4 Низшие гидриды фосфора...................................................................................... 22
1.4.5 Галогениды фосфора................................................................................................. 22
1.5 Оксиды, сульфиды, нитриды и родственные им
соединения фосфора.......................................................................................................................... 23
1.5.1 Оксиды фосфора.......................................................................................................... 23
1.5.2 Сульфиды фосфора.................................................................................................... 24
1.5.3 Соединения фосфора с азотом............................................................................. 25
1.6 Низшие кислородные кислоты фосфора, их соли................................................ 26
1.6.1 Кислоты и соли, построенные на основе одного атома
фосфора..................................................................................................................................................... 26

1.6.2 Кислоты и соли, построенные на основе более
чем одного атома фосфора............................................................................................................. 27
1.7 Структура и свойства конденсированных фосфатов......................................... 29
1.7.1 Основные принципы структуры фосфатов................................................... 29
1.7.2 Образование конденсированных фосфатов.................................................. 30
1.8 Ортофосфорная кислота и ее соли............................................................................... 34
1.8.1 Ортофосфорная кислота.......................................................................................... 34
1.8.2 Фосфаты........................................................................................................................... 35
1.9 Применение фосфора и его соединений................................................................... 35
2 ЭКСПЕРЕМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ....................................................................................... 36
2.1 Добывание метафосфорной HPO₃ и ортофосфорной H₃PO₄
кислот фосфора..................................................................................................................................... 36
2.2 Качественные реакции на ортофосфат-ион (PO₄)^3-,
метафосфат-ион (PO₃)^- и дифосфат-ион (P₂O₇)^4- ................................................................. 37
2.3 Защита труда............................................................................................................................ 38
ВЫВОДЫ................................................................................................................................................. 39
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ............................................................................................................... 41
ПРИЛОЖЕНИЯ.................................................................................................................................... 42

ВСТУПЛЕНИЕ

Данная работа описывает структуру, физические и химические свойства, исторические сведения, методы получения и области применения фосфора и его соединений, а также содержит описание экспериментов в разделе «ЭКСПЕРЕМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ», где описано проведение пяти опытов.
Фосфор был открыт в XII веке, и с тех пор свойства этого элемента, а также его соединений исследуются и по сегодняшний день. В период с XVII по XIX века различными химиками было открыто большинство основных соединений фосфора, таких как фосфин, различные галогениды, гидриды, оксиды, сульфиды фосфора, а также ортофосфорная кислота и иные его кислоты и соли в различных его степенях окисления.
Работа, состоящая из шести разделов, заключается в представлении краткой и доступной информации о фосфоре и большинстве его соединениях, используя которую читатель, независимо от уровня познаний в химии, сможет ясно понимать особенности структуры, а также химических и физических свойств фосфора и производных ему веществ.
Исследующий химию фосфора читатель на основе данной работы сможет с меньшими трудностями исследовать неупомянутые свойства фосфора и его соединений, используя ту основную информацию, которая предоставлена читателю в данном труде.
Экспериментальная часть заключается в осветлении получения двух основных кислот фосфора, а именно ортофосфорной кислоты H₃PO₄ и метафосфорной кислоты HPO₃, а также проведении трёх качественных реакций на ортофосфат-ион (PO₄)^3-, метафосфат-ион (PO₃)^- и дифосфат-ион (P₂O₇)^4-. На основе данных исследований читатель сможет иметь представление о особенностях проведения тех или иных опытов и синтезирования как фосфора, так и большинства производных ему веществ.
Отдельно хочется отметить особенность написания данной работы, а именно подраздела «Исторические сведения», так как данный подраздел описывает историю открытия и исследование фосфора и его основных соединений, не имея при этом пунктов и подпунктов, хотя в большинстве различных источников исторические данные описываются либо одной главой, имея подразделы, либо делятся на главы, где кроме описания открытия и исследований элементарного фосфора или конкретных его соединений описываются различные физические и химические свойства и иная подобная информация, что можно увидеть, например, в монографии Ван Везера Джона «Фосфор и его соединения».

1 ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

1.1 Исторические сведения и природные соединения фосфора

1.1.1 Исторические сведения
Фосфор был открыт в XII веке арабским алхимиком Алхид Бехилом. Однако обычно открытие этого элемента приписывают Брандту, разорившемуся купцу, который пытался восстановить свое богатство превращением металлов в золото. Во время алхимических оптов с мочой, примерно в 1669 году он открыл белый фосфор. В течении многих лет производство элементарного фосфора держали в строгом секрете ввиду таинственной способности белого фосфора светится и воспламенятся на воздухе.
Изучение фосфидов началось в конце восемнадцатого века. С того времени в этой области была проделана большая работа; но ряд формул, которые приписывались определенным соединениям, неверен.
В отличии от элементарного фосфора и фосфидов некоторых металлов гидриды и галогениды фосфора были открыты и исследованы, когда химия оформилась как современная наука.
Фосфин был впервые получен в 1783 году Женжембром и независимо от него в 1786 году Кирваном. Галогенид PCl₃, PCl₅ и PF₃ были получены во Франции Гей-Люсаком и Тенаром, а в Англии Деви. Почти все известные в настоящее время гидриды и галогениды фосфора были получены и частично охарактеризованы до начала XX века.
В 1680 году Бойль установил, что при сжигании фосфора на воздухе или с кислородом образуются белые пары, которые конденсируются в объёмистый белый порошок. Это вещество, являющееся чистым оксидом фосфора (V), было впослед-ствии названо цветами фосфора. В 1816 году Дюлонг ясно продемонстрировал, что имеются два различных оксида фосфора аналогично двум известным тогда оксидам углерода. В Дальнейшем было описано несколько других оксидов, так что имеется большая литература о веществах, которым приписывали следующие эмпирические формулы: P₄O, P₂O, P₂O₃, PO₂, P₂O₅ и P₂O₆. Из них только три хорошо установлены: P₂O₃, PO₂, и P₂O₅, причем только P₂O₃, и P₂O₅ были тщательно исследованы.
Спустя 100 лет после открытия Бойлем фосфорной кислоты Ле Сажполучил смесь кислот, содержащую в большом количестве фосфористую кислоту. Эта кислота, получающаяся при действии влажного воздуха на элементарный фосфор, сначала была ошибочно принята за фосфорную кисло­ту. Было предположено, что различие между кислотами очень незначительно и зависит только от скорости горения фосфора. Поэтому фосфорную кислоту, образующуюся при быстром горении фосфора, назвали «acidum phospkori per dcflagrationem», а смесь низших кислот — «acidum phosphori per deliquium». В 1812 г. Деви показал, что главной составной частью «acidum per deli- quium» является соединение фосфористого ангидрида и воды (фосфористая кислота), а не просто производное фосфорного ангидрида, как, например, пирофосфорная кислота.
Берцелиус в 1816 г. нашел, что продукт, получеппый при прокали­вании обычной фосфорной кислоты, существенно отличается от ортофосфор- ной кислоты тем, что обладает способностью коагулировать раствор альбу­мина. В 1828 г. Кларк снова исследовал пирофосфат натрия, впервые полученный Берцелиусом, и отметил, что он дает с нитратом серебра белый, а не желтый осадок. Наиболее ценные ранние работы в этой области были опубликованы Грэмом. Он классифицировал все фосфаты на три группы: ортофосфаты, пирофосфаты и метафосфаты. Таким образом, имелись указанные ниже серии кислот, кото­рые в 1833 г. являлись демонстрацией закона кратных отношений. Этот закон, а также понятие о кислотах, основаниях и солях являлись основой терминологии в тот период развития химии.

Ортофосфорная кислота ЗИ₂0-Р₂0_Б як Н₃Р0₄

Пиро фосфорная кислота 2Н_г0-Р₂О_Б ^ Н₄Р₈0₇

Метафосфорная кислота И₂0 -Р_г0_Б ^ НР0₃

Флейтмап и Хеннеберг ввели понятие о полифосфориых кислотах, получающихся из обычной фосфорной кислоты удалением воды; в их рабо­тах и в работах других более ранних авторов описаны некоторые полифос- форные кислоты. Таким образом, установлены следующие ряды:

Ортофосфорная кислота Н₃Р0₄
Пирофосфорпая кислота Н₄Р₂0₇
Трифосфорная кислота Н_БР₃О₁₀
Тетрафосфорная кислота H₆P₄O₁₃
и т. д.

Общая формула приведенного ряда: тН₃Р0₄— (т—1)Н₂0. Из этой формулы следует, что если т приближается к бесконечности, то формула принимает вид (Н3РО4—НаО)_т=(НРОз)_то, т. е. соответствует формуле мета- фосфорной кислоты по Грэму.
Ортофосфаты в виде костей покрашенных минералов, например бирюзы, были известны уже первобытному человеку. Кости и другие фосфорсодержа­щие материалы, например мочу, алхимики использовали во многих опытах и, несомненно, получали ортофосфаты различной степени чистоты. По-види­мому, у алхимиков наиболее известным кристаллическим фосфатом был кислый фосфорнокислый натрий-аммоний Ка(Ш14)НР04-4Нг0—микрокос- мическая соль/

Впервые фосфорная кислота была описана Бойлем, показавшим, что при действии воды на продукты горения фосфора получается жидкость с кислотными свойствами.

1.1.2 Природные соединения
По причине легкой окисляемости чистый фосфор в природе не встречается. Соединения фосфора составляют по отношению к весу Земного шара только 0,000015%. Ортофосфат кальция Ca₃(PO₄)₂ – самое важное соединение фосфора в природе. Образует большие залежи в виде фосфорита. Также известны такие минералы, как гидроксоапатит Ca₅(PO₄)₃(OH) и фторапатит Ca₅(PO₄)₃F. Фосфор входит в состав живых организмов. Гидроксоапатит составляет минеральную часть костей, фторапатит – зубов.

1.2 Типы соединений фосфора

Как показано в приложении 1, для фосфора в его соединениях известны координационные числа 1, 3, 4, 5 и 6. Почти все известные соединения фосфо­ра имеют координационные числа 3 и 4. Ни одно из соединений, в которых фосфор связан лишь с одним атомом (координационное число равно 1), неустойчиво при обычных химических условиях. Соединения этого класса яв­ляются двухатомными молекулами, известными в основном по их спектрам.
В соединениях трехкоординированного фосфора осуществляется пира­мидальная симметрия, обусловленная р³-гибридйзацией. Однако во многих этих соединениях, по-видимому, есть значительная доля «р³-гибридизации, так как валентные углы у фосфора близки к 100° вместо теоретической величины 90° для чистой р³-гибридизации. По аналогии с химией трехкоор­динированного азота [9] можно полагать, что свободная электронная пара фосфора легко образует дополнительную связь за счет $р³-гибридизации, характерной для фосфора. Как и следовало ожидать, соединения трехкоординированного фосфора являются донорами электронов, причем в образующих­ся продуктах присоединения фосфор становится четырехкоординированным.

Примерами таких продуктов присоединения являются НзРВБз, ИзР-АШз, (БзРЬШОг и БзР-АиВгз. Некоторые продукты присое­динения обладают изомерией. Так, в соединении (БзР^гРКИЬ у атома плати­ны осуществляется йхр²-гибридизация, причем четыре связи располагаются в одной плоскости и направлены к вершинам квадрата. Это приводит к появ­лению цис- и транс - изомеров (ЕзР)гР1С12.

Дифосфин является примером соединения, в котором связаны два трехкоордини-рованных атома фосфора:

Схема сравнения энергии фосфора при различных координационных числах.

Для соединений четырехкоординированного фосфора наименьшее нена­пряженное кольцо, по-видимому, состоит из шести атомов. Этого следовало ожидать в случае sp³-гибридизации атома фосфора, чередующегося с такими атомами, как атомы кислорода или азота, которые при гибридизации обра­зуют большие валентные углы (близкие к тетраэдрическим). Однако у трехкоординированного фосфора, как и у трех координированного азота, возмож­на p³-гибридизация, несмотря на то что в большинстве соединений с одним атомом фосфора в молекуле осуществляются валентные углы, более близкие к 100°, чем к 90° (чистая p³-гибридизация). По-видимому, для уменьшения валентного угла трехкоординированного атома фосфора до 90° требуется очень небольшая затрата энергии, особенно если разница в электроотрица­тельностях атома фосфора и связанных с ним (в четырехчленном кольце) атомов равна нулю.
В подавляющем большинстве соединений фосфора осуществляется тетраэдрическая симметрия, соответствующая sр³-гибридизации. Следует отметить, что sp³-гибридизация наиболее обычна для элементов второго и третьего периодов III, IV и V групп. Вообще говоря, соединения с четырех­координированным фосфором более устойчивы, чем соединения с другой координацией (3,5 или 6).
При­чины наибольшей устойчивости соединений фосфора с четверной координа­цией по сравнению с соединениями трехкоординированного фосфора следу­ющие: 1) в суммарную энергию вносят вклады четыре связи, а не три; 2) соединения с четырехкоординированным фосфором характеризуются наличием энергии л-связей, обычно отсутствующей в сое­динениях трехкоординированного фосфора; 3) так как атом фосфора имеет пять электронов, то один из четырех атомов, связанных с атомом фосфора, должен быть акцептором электронов, и такие атомы дают обычно относи­тельно большой вклад в энергию связей.
Соединения фосфора с координационным числом выше четырех имеют симметрию dsp³- или d²sp³-гибридизации без полного вклада, отвеча­ющего нормальным о-связям. Таким образом, соединения, в основной струк­туре о-связей которых должны были бы играть роль d-орбиты фосфора, испы­тывают недостаток энергии вследствие невозможности использовать d-орби­ты. Кроме того, как и следовало ожидать, использование d-орбит в основной структуре a-связей делает невозможным участие этих d-орбит в образова­нии л-связей.

1.3 Элементарный фосфор и фосфиды металлов

1.3.1 Элементарный фосфор
Элементарный фосфор можно получить восстановлением практически любого фосфорсодержащего соединения. Первоначально его получали из мочи, которую упаривали до сиропообразной консистенции, а затем смеши­вали с песком и древесным углем, после чего перегоняли. Позднее его полу­чали, нагревая различные фосфаты, например, фосфорную кислоту или фосфат кальция (кости) с древесным углем. В настоящее время в промышленном масштабе весь фосфор получают восстановлением коксом природного фосфата в электрической печи но приблизительному общему уравнению:

При температуре выше 800° нар фосфора, обіднію существующий в виде молекул Р,. заметно диссоциирует на молекулы Р₂. Молекула Р₂ диссоциирует на атомы фосфора в основном состоянии ⁴8з/_в с ядерным спином ^г/₂; при этом энергия диссоциации 18] составляет 116,0 ккал/молъ Р₂при абсолютном нуле. Вследствие того, что при столкновении в газовой фазе атомы фосфора вновь соединяются, образуя Р₂, атомарный фосфор нельзя получить или сохранить вне разряда дольше мгновения.
Газообразная молекула Р₄ является правильным тетраэдром (рис. 4-2) с расстоянием Р—Р, равным 2,21 ±0,02 А.

В моле­куле Р4 имеются «изогнутые» связи. Валентный угол ненапряженной связи Р—Р—Р должен быть около 90°. Однако в молекуле Р₄ он равен 60°, так что в соответствии с данными Полинга и Симонетта возникает энергия напря­жения, равная 22,8 клал/моль. При температуре ниже 800° степень диссоциации пара Р₄ на молекулы Р₂ практически равна нулю, и при этой температуре диссоциировано только несколько процентов в зависимости от давления.
Наиболее важной реакцией элементарного фосфора является окисление. Механизм цепной реакции при окислении пара фосфора со свечением состоит из ряда последовательных реакций

где М —другой атом (он может быть атомом фосфора зали кислорода). В об­щем случае М не всегда необходим:

где n=1,2, …. 9.
Конечным продуктом окисления элементарного фосфора является глав­ным образом оксид фосфора (V) Р₄0₁₀ и некоторое количество оксида фосфора (III) Р₄О₆. Реакция пара фосфора с наром воды при высоких температурах и дав­лениях была исследована нескользкими авторами, которые интересовались главным образом общим ходом реакции и ее продуктами, а не механизмом процесса. Были установлены следующие промежуточные реакции:

Обычно пар фосфора не реагирует с водородом. Однако под давлением при 300° смесь фосфора и водорода дает фосфин. Как и следовало ожи­дать, атомарный водород легко превращает фосфор в фосфин. Пар фос­фора легко реагирует с галогенами и паром серы.

Жидкий фосфор, получаемый обычно плавлением товарного белого фос­фора, представляет собой жидкость соломенного цвета, которая может содер­жать небольшое количество диспергированного коллоидного красного фос­фора, что придает жидкости красноватый оттенок.
Простой метод очистки жидкого фосфора состоит в том, что фосфор оставляют на несколько суток при комнатной температуре под разбавленным водным рас­твором серной кислоты и бихромата калия. Затем фосфор промывают дистил­лированной водой.
Жидкий фосфор кипит при 280,5°С и атмосферном давлении. Растворимость воды в жидком фосфоре в температурном интервале 25-45°С составляет 3,6 мг H₂O/г Р₄. Ртуть растворяется в жидком фосфоре в количестве 0,29 мг Hg/г Р₄ при 25°С, что является единственным извест­ным примером металла, растворяющегося при чисто физическом процессе в неметаллической жидкости.
Многие ранние исследователи химии фосфора отмечали, что при получе­нии обычного фосфора появляется красноватое вещество. Это вещество счи­тали низшим оксидом и только в сороковых годах XIX века точно установили, что красное вещество является аллотропической модификацией фосфора. Третья важная модификация - черный фосфор - была открыта Бриджме­ном в 1914 г. Черный фосфор образуется при 200° под давлением 12500 кг/см².
Каждая из трех главных аллотропических модификаций фосфора суще­ствует более чем в одной форме. Например, имеются две кристаллические формы белого^- фосфора, несколько форм красного фосфора и две формы чер­ного фосфора. Перечень различных модификаций элементарного фосфора приведен в приложении 2.

1.3.1.1 Белый фосфор
Белый фосфор является наиболее распространенной формой этого эле­мента, так как он получается при конденсации пара в жидкость и затверде­вании последней.
Это похожее на воск вещество по виду и строению подобно парафину. Белый фосфор является наиболее активной твердой формой элементарного фосфора. Он сгорает на воздухе, но его можно хранить под водой, с которой при обычных условиях он не реагирует. Твердый или жидкий белый фосфор очень ядовит; при работе с ним следует принимать меры предосторожности.
Существуют две формы белого фосфора. Высокотемпературная форма, так называемый а-белый фосфор, превращается в низкотемпературную форму при —76,9°С и давлении 1 атм.
a -Белый фосфор имеет кубическую структуру.
Тетраэдры Р₄ а -белого фосфора мо­гут свободно вращаться. Это означает, что переход а -формы в b -форму белого фосфора сопровож­дается потерей способности вращения.

Лучшим из обычных растворителей для а-белого фосфора является серо­углерод, а хорошими —жидкий аммиак и жидкая двуокись серы. При комнатной температуре а -белый фосфор растворим в воде значительно менее (0,00033%), чем в минеральном масле (1,45%).
В общем белый фосфор значительно активнее красного, который в свою очередь несколько активнее черного. Такая высокая активность белого фос­фора объясняется наличием в молекуле Р₄ напряжения, вызванного изогну­тыми связями. Сжатый воздух вызывают зеленоватое свечение белого фосфора, которое можно наблюдать в потоке газа после прохождения его над фосфором. Белый фосфор быстро окисляется и сгорает ярким желтым пламенем, которое может простираться на значительное расстояние от поверхности фосфора.

При большинстве условий главным продуктом реакции между фосфором и газообразным кислородом является оксид фосфора (V), хотя при опреде­ленных условиях могут получаться в заметных количествах также и оксид фосфора (IV), оксид фосфора (III) и, низшие оксиды.

Помимо кислорода, другие окислители также легко реагируют с жид­ким и твердым белым фосфором. Например, галогены, сера и различные окис­ляющие кислоты дают соответственно галогениды, сульфиды и кислородные кислоты фосфора. Белый фосфор легко реагирует также с некоторыми метал­лами.
При нагревании в закрытой системе при умеренно высоких температурах белый фосфор превращается в аморфный красный. В начальной стадии про­цесса реакционная смесь состоит из частиц красного фосфора, суспендиро­ванных в белом фосфоре. После превращения приблизительно половины бело­го фосфора в красный смесь становится полужидкой, а при дальнейшем пре­вращении получается твердый продукт.

1.3.1.2 Красный фосфор
Цвет красного фосфора изменяется от темно-красного до коричневого и фиолетового в зависимости от мето­да получения. В общем большие кристаллы красного фосфора имеют пурпур­ный цвет, а наиболее тонкодисперсный материал — ярко-красный.
Красный фосфор, полученный отложением на стенке при 200—425°С из пара фосфора при контакте с нагретой вольфрамовой нитью, также аморфен. Аморфный красный фосфор, осадившийся из пара при давлении ниже 1 атм, под микроскопом имеет форму стекловидных пленок.
Формы красного фосфора: красный фосфор-I является исходным аморфным материалом, который переходит в красный фосфор-II при 460°С. Второе пре­вращение соответствует переходу красного фосфора-II в красный фосфор-III при 520°С и переходу красного фосфора-III в красный фосфор-IV при 540°С.
Форма IV, вероятно, является тетрагональной, а формы II и (или) III (если они отли­чаются от формы IV) могут быть гексагональными. Следует отметить, что обнаруженные термическим анализом превращения необратимы, так как они происходят только при нагревании.
Эти пре­вращения отвечают одновременным изменениям в структуре, при которых происходит необратимая потеря концевых групп из аморфного или плохо кристаллизованного красного фосфора. Кристаллическая модификация красного фосфора в триклинной системе. Ее получают медленной конденсацией (до 30 суток) из пара при 550°С на поверхности, поддерживаемой при 545°С.
Красный фосфор может иметь какую-то трехмерную структуру, в которой пары атомов фосфора могут легко диссоциировать. В этой струк­туре имеются молекулярные цепи следующего типа:

Темно-красная форма фосфора была получена Бирчем, который подвергал белый фосфор давлению 8000 атп при 300°С. Эту форму, названную коричневым фосфором, получают конденсацией пара фосфора, имеющего температуру 1000°С или выше на поверхности, охлаждаемой жидким азотом. Коричневый фосфор, по-види­мому, неограниченно стабилен при температуре жидкого азота (—196°С); однако прп температурах выше —100°С он необратимо превращается в смесь 20% красного и 80% белого фосфора.

1.3.1.3 Чёрный фосфор
Имеются две формы черного фосфора: кристаллическая, высокой плотности (2,69 г/см³), и аморфная средней плотности (2,25 г/см³). При наиболее высоких температурах и давлениях белый фосфор практически мгновенно превращается в чёрную кристаллическую форму, а при более низких температурах и давлениях образуется некристаллическая форма чёрного фосфора.
Единственной формой твердого элементарного фосфора, для которой атомные параметры были точно определены, является кристаллическая чёрная. Ромбические кристаллы этой формы в элементарной ячейке содержат восемь атомов. Чёрный фосфор является наименее активной из твёрдых форм элементарного фосфора. Его можно безопасно распиливать и обрабатывать на воздухе. Он с трудом воспламеняется при поджигании спичкой.

1.3.2 Фосфиды
Фосфиды можно разделить на три типа: 1) легколетучие вещества, образованные простыми молекулами; 2) сложные полимеры, в которых атомы фосфора чередуются с другими атомами, образуя пространственную или плоскую сетчастую структуру; 3) межмолекулярные соединения, свойства которых меняются от свойств так называемых «твёрдых металлов» до свойств ковалентно связанных полимеров. Связи в фосфидах некоторых металлов также могут обладать в значительной степени ионным характером.
Почти все элементы про повышенных температурах реагируют с фосфором, парами фосфора или фосфином с образованием фосфидов, точная формула которых зависит от конкретных условий эксперимента. Каждый металл имеет несколько различных фосфидов, хотя некоторые металлы образуют только один фосфид, а сурьма, висмут, свинец и ртуть вообще не дают устойчивых при нормальных условиях фосфидов.
Простейшим из наиболее часто применяемых методов получения фосфи­дов является нагревание металла с красным фосфором или паром фосфора в отсутствие кислорода. В качестве носителя пара фосфора часто применяют водород или двуокись углерода, а получение некоторых фосфидов в больших количествах осуществляют погружением белого фосфора в ванну с расплав­ленным металлом, так что образующиеся пары фосфора тут же поглощаются расплавом металла.
Ионные фосфиды – это фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов и металлов подгруппы цинка. Эти фосфиды легко гидролизуются водой, хорошо растворяются в кислотах с выделением PH₃, сгорают в токе O₂ с образованием оксидов металлов и P, реагируют с галогенами. Металлоподобные фосфиды образуют главным образом переходные металлы, в том числе Р₃Э. Эти фосфиды тугоплавки, устойчивы к действию воды и кислот. Их хим. стойкость растет с увеличением содержания P. Так, Ni₃P, Cr₃P, Fe₃P, Ti₃P легко разлагаются кислотами-окислителями (H₂SO₄, HNO₃, HClO₄), а также щелочами. В то же время фосфиды состава TiP, VP, TaP, CrP, FeP, MnP не взаимодействуют с концентрированной соляной кислотой и кислотами-окислителями. Они растворяются при нагревании в царской водке. Все металлоподобные фосфиды разлагаются смесью HF и HNO₃ и при сплавлении с щелочами и пероксидами металлов.

1.4 Гидриды и галогениды фосфора
1.4.1 Молекула PH
Спектры смесей паров фосфора и водорода указывают на существование молекулы PH, неустойчивой при комнатной температуре. Была установ­лена взаимосвязь молекулы PH с другими двухатомными гидридами. Установлено, что расстояние Р—Н в этой молекуле составляет 1,43 Л, что соответствует ординарной связи. Это означает, что рассматриваемая молекула имеет сле­дующую электронную структуру:

1.4.2 Фосфин
Фосфин РНз можно получить несколькими способами, наиболее важными из которых являются: 1) реакции фосфидов металлов с водой, 2) реакции галогенидов фосфония с водой или щелочами, 3) гидро­лиз элементарного фосфора и 4) термическое разложение низших кислород­ных кислот фосфора. Элементарный фосфор и водород при обычных темпера­турах и давлениях не реагируют с образованием фосфина.
Все три атома водорода равноценны, причем расстояние Р—Н составляет 1,419 Л, а угол Н—Р—Н = 93,7°. В обра­зовании связей Р—Н преимущественно участвуют р-орбиты, в то время как в не поделённой электронной паре превалирует 5-характер. Таким образом, молекула РНз имеет следующую электронную структуру:

Жидкий фосфористый водород кипит при —87,78°С и замерзает при —133,81°С (тройная точка) при давлении собственного пара 27,33 мм рт ст. Теплота плавления равна 0,270 ккал/молъ, а теплота испарения состав­ляет 3,493 ккал/молъ.
Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим вводе, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s²) ниже, чем у азота (2s²) в аммиаке.
В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:
4PH_3(г) → P_4(г) + 6H_2(г)
На воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):
PH₃ + 2O₂ → H₃PO₄
Проявляет сильные восстановительные свойства



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

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

1.4.3 Фосфониевые соединения
Наиболее известной фосфониевой солью является иодид фосфония PH 41, который в форме красивых, бесцветных, тетрагональных кри­сталлов образуется при взаимодействии фосфористого водорода с йодистым водородом.
Бромид и хлорид фосфония при комнатной температуре и давлении 1 атм находятся в газообразном состоянии. Кроме этих трех хорошо известных галогенидов фосфония, существует, по-видимому, несколько других фосфониевых солей. Так, при пропускании фосфористого водорода в холодную (ниже -10°С) серную кислоту газ поглощается, не восстанавливая серной кислоты, и при температуре около -25°С образуется белое кристаллическое расплывающееся вещество, которое является сульфатом фосфония.
Галогениды фосфония, как и галогениды аммония, при обычном давлении в парах практически полностью диссоциированы по уравнению

Фосфониевые соли значи­тельно более летучи, чем соли аммония.

1.4.4 Низшие гидриды фосфора
Если пары фосфористого водорода, полученного различными способами, конденсировать при температуре от —80 до 0°С, то образуется жидкость с формулой Р₂Н₄.
Дифосфин разлагается на фосфористый водород и твердые низшие гид­риды фосфора по уравнению

Все эти продукты пред­ставляют собой аморфные, желтые, твердые вещества с примерным эмпири­ческим составом Р₂Н.
При слабом нагревании они теряют еще неко­торую часть фосфористого водорода с образованием красноватых твердых веществ с такими эмпирическими формулами, как Р₉Н₂ и Р₆Н₂. При сильном нагревании выделяется еще водород (в виде РН₃ и, возможно, некоторого количества Н₂).
Твердые гидриды фосфора нерастворимы ни в одном обычном раство­рителе, включая воду и спирт. Однако, как было отмечено выше, они раство­ряются в расплавленном фосфоре и в некоторой степени — в дифосфине. Твердые гидриды фосфора довольно устойчивы на воздухе при комнатной температуре, но легко окисляются сильными окислителями.

1.4.5 Галогениды фосфора
Наиболее известными галогенидами фосфора являются тригалогениды и пентагалогениды. Все галогены, начиная от фтора и кончая иодом, образуют тригалогениды фосфора, однако иод не образует пентагалогенида. Иод и, вероятно, хлор, кроме три- и пентагалогенидов, дают соединения состава Р₂Х₄. Существует также всего несколько полигалогенидов (главным образом с иодом и бромом), в которых на атом фосфора приходится более пяти атомов галогенов. Тригалогениды фосфора получают прямым соедине­нием элементов. Если применять белый фосфор, то реакция может идти со взрывом. Эти вещества являются типичными соединениями, где атом фосфора связан с тремя другими атомами.
Все тригалогениды фосфора в контакте с жидкой водой или водяными парами легко подвергаются гидролизу
PX₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HX
Иод образует с фосфором соединение с эмпирической формулой Р1₂. Дииодид фосфора можно легко получить либо сплавлением составляющих его элементов.

Дихлорид фосфора с малым выходом получали при воздействии электриче­ского разряда на смесь пара РС1₃ с водородом. Полученный продукт выделяли перегонкой.

Известны пентагалогениды фосфора с фтором, хлором и бромом, которые легче всего получить взаимо­действием тригалогенида с соответствующим галогеном по следующему уравнению:

В парообразном состоя­нии такие молекулы имеют форму тригональной бипирамиды. Это свидетель­ствует о том, что атом фосфора приближается к состоянию <йр³-гибридизации. В парообразном состоянии пентахлорид фосфора диссоциирует по сле­дующему уравнению:

Пентахлорид фосфора реагирует с рядом фторидов метал­лов с образованием соли металла и гексафторофосфорной кислоты в соответ­ствии со следующим уравнением:

Простые и смешанные оксогалогониды с общей формулой РОХз известны для фтора, хлора и брома, по неизвестны для иода. Хорошо известным методом получения хлороксида и бромоксида фосфора является нижеприведенная реакция между P₄O₁₀ и PX₅:

В реакции с достаточным количеством воды в результате полного гидролиза оксогалогенидов фосфора образуется ортофосфорная кислота. Также установлено, что POCl₅ реагирует с оксидами щелочноземельных и других аналогичных металлов.

1.5 Оксиды, сульфиды, нитриды и родственные им соединения фосфора
1.5.1 Оксиды фосфора
В обычном промышленном процессе фосфор сгорает в избытке сухого воздуха и при охлаждении в большой камере осаждается фосфорный ангидрид P₄O₁₀. Оксид фосфора (V) в парообразном состоянии состоит из молекул P₄O₁₀.
Большое расстояние между атомами фосфора и атомом кислорода, связанным с другим атомом Р, объясняется отсутствием п -связей, а малое расстояние между атомом фосфора и атомом кислорода, связанным только с ним, говорит о наличии примерно 1,5-2,0 п -связей в дополнение к б -связи. Также оксид фосфора (V) имеет две другие модификации, которые, в отличии от первой, полимерны и образованы бесконечными слоями тетраэдров РО₄. Они имеют более высокую температуру плавления (~580°С) и химически несколько менее активны. Физические свойства оксидов представлены в приложении 3.
При нагревании в автоклаве при повышенной температуре ниже точки плавления первая форма Р₄О₁₀ сначала переходит во вторую, которая затем более медленно превращается в третью форму.
Важнейшая реакция Р₄О₁₀ происходит при поглощении им воды, так как он является одним из наиболее активных осушающих средств. Р₄О₁₀ реагирует с различными галогенидами, образовывая фосфорогалогениды и некоторое количество три- и (или) пентагалогенидов фосфора.
Оксид Фосфора (III) можно получить окислением фосфора кислородом. Структура молекулы Р₄О₆ подобна Р₄О₁₀, но не имеет четырёх атомов кислорода.
В данной структуре отсутствуют п -связи. Р₄О₆ имеет точку плавления 23,8°С и точку кипения 175,4°С, немного растворяется в сероуглероде и может быть перекристаллизирован из этого растворителя. Белый фосфор растворяется в Р₄О₆ в количестве 1,7 г Р на 100 г Р₄О₆ при 25°С. При нагревании разлагается:
Р₄О₆ → 3РО₂ + Р(красный)
При быстром встряхивании Р₄О₆ с избытком холодной воды образуется фосфористая кислота:
Р₄О₆ + 6Н₂О → 4Н₃РО₃

1.5.2 Сульфиды фосфора
При температурах выше приблизительно 100° между серой и фосфором происходит бурная экзотермическая реакция. При этой реакции получается несколько кристаллических соединений — Р₄8₃, Р₄в_б, Р₄8₇, Р₄Б₁₀ и, возможно, (Р₂8₃)_п
Кроме четырех или пяти кристаллических сульфидов фосфора, имеются аморфные соединения этих элементов; их следует считать высоко­полимерными. В настоящее время пентасульфид фосфора в промышленном масштабе получают реакцией белого фосфора с элементарной серой в непрерывном процессе, а также нагреванием элементарной серы с красным фосфором в периодическом процессе.
Пентасульфид фосфора имеет кристаллы триклинной системы с двумя молекулами P₄S₁₀ в элементарной ячейке.
Пентасульфид фосфора гидролизуется как в кислом, так и в щелочном растворе, давая преимущественно сероводород и фосфорную кислоту по следующему уравнению:

Продукты гидролиза других сульфидов фосфора можно увидеть в приложении 4.
Соединение, имеющее формулу P₄S₇, названо тетрафосфоргептасульфидом. Его получают нагреванием стехиометрических количеств фосфора и серы плюс 5% P₄S₃ в трубке из тугоплавкого стекла до начала заметной дистил­ляции. Тетрафосфоргептасульфид реагирует с влагой быстрее, чем другие кри­сталлические сульфиды фосфора. При выдерживании во влажном воздухе он медленно выделяет сероводород.
Кроме продуктов гидролиза, ука­занных в приложении 3, при реакции Р₄S₇ с водой получается также водород.
Тетрафосфорпентасуль­фид P₄S₅ образуется при выдерживании раствора стехиометрических коли­честв P4S3 и серы со следами иода в качестве катализатора на рассеянном дневном свету в течение нескольких суток. Тетрафосфорпентасульфид разлагается при нагревании, причем диссо­циация происходит по уравнению

Cесквисульфид фосфора P₄S₃ легко образуется при нагревании сте­хиометрической смеси красного фосфора и порошкообразной серы с избыт­ком красного фосфора в стеклянной трубке сначала постепенно до 100°С, а затем сильнее, особенно вблизи поверхности смеси, до наступления реак­ции, которая распространяется затем по всей смеси. Сесквисульфид фосфора является наиболее растворимым из кристалли­ческих сульфидов фосфора. Он растворим как в сероуглероде и бензоле, так и в трихлориде фосфора и в тиофосфорилхлориде. При 40—50°С на воздухе он медленно окисляется с фосфоресценцией. На воздухе при температурах выше 100°С сесквисульфид сгорает, образуя пламя.

1.5.3 Соединения фосфора с азотом
Фосфонитрилхлориды PNCl₂ получают в соответствии со следующим уравнением:
,
где условием проведения реакции является проведение её в закрытых трубках в температурном интервале 150-200°С. Два атома азота и два атома хлора, окружаю­щие атом фосфора, образуют искажённый тетраэдр. Однако шестичленное кольцо плоское, так что атомы азота и фосфора лежат в одной плоскости. Наличие в молекуле тримера плоского кольца указывает на принад­лежность связей в этом соединении по существу к тому же типу, что связи в бензоле. Так что существует резонанс между двумя приве­денными слева формами.
Если про­пускать аммиак через холодный раствор галогенида фосфора в нейтральном растворителе, на пример в четырех хлористом углероде, то образуется оса­док, в котором на каждый моль галогенида фосфора приходится около двух молей аммиака. Хотя имеются доказательства, что этот осадок содержит значительное количество галогенида аммония:
, где n=3 или 5
Волне возможно, что существует триамид P(NH₂)₃, но более вероятно, что пентамид P(NH₂)₅ никогда не был получен. Вместо него образуется диаминоамид с формулой (NH)₂PNH₂. Триамид и аминоамид фосфора следует получать при низких температурах. Триамид ортофосфорной кислоты OP(NH₂)₃ получают приливанием по каплям охлажденного раствора хлороксида фосфора (V) в хлороформе к раствору аммиака в том же растворителе при интенсивном переливании и температуре -10°С

Данный триамид устойчив, но при воздействии на него воздуха примерно в течение месяца он теряет аммиак, образуя амидофосфат аммония NH₄HPO₃(NH₂). При нагревании с разбавленым раствором NaOH образует NaPO₂(NH₂)₂ и аммиак.
Аморфные нитриды фосфора можно получить, пропуская ток азота, содержащего пары фосфора, через электрическую дугу, поддерживаемую между вольфрамовыми электродами при напряжении в несколько тысяч вольт и общем давлении газа в 1 атм.

1.6 Низшие кислородные кислоты фосфора, их соли.
«Низшие кислородные кислоты фосфора» относятся к общему классу кислот, в анионах которых атом фосфора непосредственно связан с гидро­ксильной группой. В этих кислотах и их производных, как и в других соединениях фосфора, наиболее устойчивой конфигурацией атома фосфора является структура, близкая к sp³-гибридизации.

1.6.1 Кислоты и соли, построенные на основе одного атома фосфора
Из трех основных кислот, содержащих один атом фосфора в молекуле (фосфорноватистая, фосфористая и фосфорная кислоты) наиболее трудно с хорошим выходом получается фосфорноватистая кислота. В промышленности гипофосфиты получают обычно обработкой белого фосфора кипящим шламом извести. Приблизительно 95% (или более) сво­бодной кислоты или ее солей находятся в форме, у которой с фосфором непо­средственно связано четыре атома.
Чистая фосфорноватистая кислота Н(О₂РН₂) представляет собой белые кристаллы, плавящиеся при 20,5°С. Вообще говоря, фосфорноватистая кислота и гипофосфиты окисляются легко. Кристаллы фосфорноватистой кислоты при хранении на холоду устой­чивы, но загрязненные легко разлагаются при комнатной температуре. Расплавленная фосфорноватистая кислота и растворы кислоты разлагаются довольно быстро при температурах выше 130°, причем продуктами разложе­ния в основном являются фосфин, фосфор, фосфорная кислота и водород. Со щёлочью образовывает (HPO₃)^2—ион. Аналогичным образом при сильном нагревании гипофосфиты, разлагаясь, выделяют фосфин, красный фосфор, фосфиты, фосфаты и, возможно, другие соединения. Подобное глубокое разложение является процессом самоокисления-восстановления.
Фосфористую кислоту получают гидролизом трихлорида фосфора. Реакция протекает гладко, и после удаления нагреванием в вакууме хлористого водорода получается довольно чистый продукт. Окончательную очистку фосфористой кислоты можно осуществить перекристаллизацией. Фосфористая кислота представляет собой бесцветное твер­дое гигроскопичное вещество, расплывающееся при 70,1°. Фосфиты аммония очень хорошо растворимы в во­де. Соли фосфористой кислоты со щелочно­земельными металлами малорастворимы в сравнении с фосфитами щелочных металлов. Фосфористая кислота и ее соли при нагревании разлагаются. Продук­тами разложения в отсутствие воды являются прежде всего фосфин и фос­фаты, в то время как в присутствии воды разложение протекает с образова­нием водорода и фосфатов:

Фосфиты проявляют заметную токсичность, воздействуя на нервную систему.

1.6.2 Кислоты и соли, построенные на основе более чем одного атома фосфора
Cтруктурные единицы сложных кислородных кислот соединены связями Р—О—Р и содержат более одного атома фосфора в анионе.
Формулы анионов кислородных кислот, построенных на основе двух атомов фосфора, приведены в приложении 5.
Пирофосфористая кислота в кристаллическом состоянии (т. пл. 38°) получена при энергичном перемешивании фосфористой кислоты и три- хлорида фосфора при температуре —35° в токе двуокиси углерода.

Пирофосфиты гидролизуются [115] до ортофосфитов, что отражено сле­дующим уравнением:

Дифосфористая Н₄Р₂О₅ кислотой была выделена при гидролизе трибромида или трииодида фосфора. Дифосфит-анион вполне устойчив в горячем щелочном растворе.

Фосфорноватая кислота была получена с выходом до 25% от теоретического нагреванием в вакууме смеси фосфористой и ортофосфорной кислот.
Н₄Р₂О₆ образует бесцветные кристаллы, молекула имеет строение (HO)₂(O)P—P(O)(OH)₂. Растворяется в холодной воде с медленным разложением.
При хранении медленно изомеризуется в фосфористофосфорную кислоту

При нагревании переходит в фосфористую и метафосфорную кислоту:

Из кристаллогидрата можно получить безводную соль медленным высушиванием в вакууме над P₂O₅:

При нагревании кристаллогидрат разлагается. Подобным образом разлагается в горячей воде

С разбавленными щелочами образует кислые соли, с концентрированными — нормальные соли — гипофосфаты:


Другая кислородная кислота, построенная на основе трёх атомов фосфора, была получена следующим образом:

Данный анион весьма устойчив к окисляющему действию брома в растворе бикарбоната натрия.
Изучения продуктов гидролиза трибромида и трииодида фосфора также свидетельствует в пользу существования аниона, построенного на основе трёх или четырёх атомов фосфора и содержащего по крайней мере по одной связи Р-О-Р и Р-Р на молекулярный ион. Также имеются работы русских исследователей, сообщающие о слоях низших кислородных кислот, построенных на основе нескольких атомов фосфора:

1.7 Структура и свойства конденсированных фосфатов.
1.7.1 Основные принципы структуры фосфатов.
Как и в большинстве своих соединений, так и в фосфатах, фосфор обра­зует sр ³ -связи (координационное число, равное 4, с тетраэдрической сим­метрией). Единицы, представленные ниже, являются структурными блоками, из которых образуются более или менее сложные молекулы или молекулярные ионы:

Имеется еще одна дополнительная структурная единица —«точка раз­ветвления в четырех направлениях». При соединении двух концевых групп образуется пирофосфатный моле­кулярный ион (Р₂О₇)^4-; при включении срединных групп между концевыми группами образуется ряд молекулярных ионов с прямыми цепями. Средин­ные группы также могут соединяться, образуя кольцевые молекулярные ионы. Точки разветвления могут быть использованы для образования раз­ветвленных цепей или для соединения цепей с кольцами. Они могут быть также использованы для образования конденсированных кольцевых струк­тур и многих разнообразных сложных трехмерных структур.
Виды полимерных анионов конденсированных кислот фосфора изображены на приложениях 6 и 7.
Формула М_n+4P_nO_3n+2 соответствует ряду нететраэдрических фосфатов (пятивалентных фосфатов):

Общая формула цепных фосфатов: M_n+2P_nO_3n+1. Например пирофосфат М₄Р₂О₇, или триполифлсфат М₅Р₃О₁₀. Данное правило применяется ко всем ценным фосфатам, независимо от количества разветвлений, если ветви не образуют кольца. Формула цепных фосфатов в очень высокой степени идентична классической формуле для полифосфатов и даёт высокополяризованный метафосфат:

Для кольцевых фосфатов (метафосфатов) существует формула M_nP_nO_3n. Например: М₃Р₃О₉ или М₄Р₄О₁₂.
Также существует общая формула для всех фосфатов:
или

Если R = 0, это выражение превращается в Р_nО_5n/2 или (Р₂O₆)_n/2, т. е. в формулу для всех полимеров пятпокиси фосфора. Если R=1, общая формула превра­щается в М„Р_пОз,_г, что соответствует формуле метафосфатных колец. При /? = (п+2)/п получается формула для полифосфатов М_п+2Р_n0_3п+1. Естественно, что при R — 3 и п— 1 формула соответствует ортофосфату М₃Р0₄, так же как формула полифосфата.

1.7.2 Образование конденсированных фосфатов
В лаборатории различные неорганические конденсированные фосфаты обычно получают дегидратацией или обратным процессом. Так, различные смеси кислых ортофосфатов можно полностью или частично дегидратировать нагреванием при повышенных температурах, обычно в интервале 300—1200°С. В дальнейшем на примерах солей натрия даны общие уравнения реакций дегидратации с образованием полифосфатов (а) и кольцевых метафосфатов (6):

Кольцевые и цепные фосфаты получают также обратным процессом —доба­влением к Р₂О₅ или ультрафосфату таких реагентов, как Н₂О, NaOH, Na₂СO₃, NH₃, CaO, ZnO и т. д. Обычно такие реакции экзотермичны и протекают очень быстро, иногда даже со взрывом.

Для получения фосфатов, содержащих группы РО4, занимающие неустойчивые положения, а также для приготовления многих специфических составов.следует применять методы, обеспечивающие рас­положение данных компонентов в определенной точке молекулы или молекулярного иона.

1.8 Ортофосфорная кислота и её соли
1.8.1 Ортофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота

ПРИЛОЖЕНИЯ
Приложение 1

Приложение 2

Приложение 3

Приложение 4

Приложение 5

Приложение 6

Приложение 7

Дата добавления: 2015-09-29