NaHCO3 + P = Na + H3PO4 + H2O + CO2 - Izravnalnik kemijske enačbe

Fundacija Wikimedia. 2010.

  • Molibden fosfid
  • Srebrni fosfid

Oglejte si, kaj je "natrijev fosfid" v drugih slovarjih:

Natrijevi fosfati - Znani so naslednji natrijevi fosfati: Natrijev dihidrogen fosfat NaH2PO4 Natrijev hidrogenfosfat Na2HPO4 Natrijev ortofosfat Na3PO4 Uporaba Uporablja se za puferske raztopine za različne namene, kot emulgatorji v živilski industriji... Wikipedia

Zlato (I) fosfid - Splošno Sistematično ime Zlato (I) fosfid Tradicionalna imena zlato fosfid Kemijska formula Au3P Fizikalne lastnosti Država (... Wikipedia

Kromov fosfid - Splošno Sistematično ime Kromov fosfid Tradicionalna imena Kromov fosfid Kemijska formula CrP Fizikalne lastnosti Država (iz... Wikipedia

Dimarganov fosfid - Splošno Sistematično ime Dimarganov fosfid Tradicionalna imena Manganov fosfid Kemijska formula Mn2P Fizikalne lastnosti Država... Wikipedia

Manganov fosfid - Splošno Sistematično ime Manganov fosfid Tradicionalna imena Manganov fosfid Kemijska formula MnP Fizikalne lastnosti Država (... Wikipedia

Trimanganov fosfid - Splošno Sistematično ime Trimanganov fosfid Tradicionalna imena Manganov fosfid Kemijska formula Mn3P Fizikalne lastnosti Sestavljajo… Wikipedia

Bor fosfid - Splošno Sistematično ime Bor fosfid Tradicionalna imena Bor fosfid Kemijska formula BP Fizikalne lastnosti Država (čl. & #… Wikipedia

Trimolibden fosfid - Splošno Sistematično ime Trimolibden fosfid Tradicionalna imena Molibden fosfid Kemijska formula Mo3P Fizikalne lastnosti Sos... Wikipedia

Dimedijev fosfid - Splošno Sistematično ime Dimedijev fosfid Tradicionalna imena Bakrov fosfid Kemijska formula Cu2P Fizikalne lastnosti Država (... Wikipedia

Molibden fosfid - Splošno Sistematično ime Molibden fosfid Tradicionalna imena Molibden fosfid Kemijska formula MoP Fizikalne lastnosti Država (... Wikipedia

Makrohranila natrij in fosfor - vloga v telesu

Avtor Handmade-Paradise Objavljeno 15.2.2019 Posodobljeno 11.11.2019

Makrohranila natrij in fosfor, katerih vloga v telesu je velika, zagotavljata vzdrževanje normalnega počutja in delovanje telesa kot enotnega sistema. Ugotovimo, katere natančno te snovi so pomembne za človeka in v kakšnih količinah jih je treba zaužiti na dan. Doseči zdrav vnos natrija in fosforja je pomembno, da se počutite odlično.

Kakšna je vloga natrija v telesu?

Kakšna je vloga natrija v telesu? Glavni namen tega elementa je vzdrževanje ravnovesja vode in soli v telesu na celični ravni. Poleg tega natrij prispeva k normalizaciji živčno-mišične aktivnosti in pravilnemu delovanju ledvic. Hkrati je s pomočjo te snovi mogoče v krvi ohraniti mineralne snovi v zahtevani količini..

Nasvet! Potreba po vzdrževanju ustrezne ravni natrija je še posebej pereča za aktivne ljudi in športnike. To je razloženo z dejstvom, da element izhaja iz znoja. Z drugimi besedami, telo mora nenehno obnavljati količino natrija. Posledično morate vsebnost snovi dopolniti s pomočjo živilskih izdelkov, ki vsebujejo ta element, in po potrebi z različnimi aditivi za živila..

Mnogi vedo, da je glavni in najlažje dostopni vir natrija navadna kuhinjska sol. Vendar ne pozabite, da ta izdelek ni najbolj koristen za telo. Če je mogoče, morate kuhinjsko sol nadomestiti z morsko ali kakovostno sojino omako. Odlična možnost, ki vsebuje natrij, so različna slana živila, kot so meso v pločevinkah, kumarice, kislo zelje, mesne juhe itd. Natrij je v dokaj velikih količinah v rženem kruhu, govedini, mleku, piščančjih jajcih in trdih sirih..

Opomba! Dnevna potreba ljudi po natriju je 0,8-1 grama. Pri večjih fizičnih naporih je treba to količino povečati na 2-3 grama. Za otroke je dnevni vnos do 0,3 grama..

Če vas zanima, kaj natančno je natrij koristen za telo, v katerih živilih je vsebovan in na splošno, če želite izvedeti več o makrohranilih, se seznanite z informacijami na https://ydoo.info/micro/natriy.html.

Kaj je pomemben makrohranil fosfor za človeka?

Kaj je pomemben makrohranil fosfor za človeka? Težko je podcenjevati njegove prednosti. Fosfor je bistvenega pomena za rast. Odgovoren je za vzdrževanje normalnega stanja kosti in zob ter vam omogoča, da ohranjate odlično mišično in duševno aktivnost. Učinek fosforja na telo se še ne konča:

  1. Snov spodbuja rast celic.
  2. Brez tega je nemogoče polno delo mišic, ledvic in kardiovaskularnega sistema..
  3. Element uspe vzdrževati pravilno presnovo.
  4. Makrohranilo je potrebno za sintezo encimov, tvorbo aktivnih oblik vitaminov.

Nasvet! Da dosežemo najboljši učinek fosforja na človeško telo, ga moramo uživati ​​skupaj s kalcijem. Optimalno razmerje je 1: 2. Blagodejno bo delovala tudi kombinacija z vitaminom D. Podobno ravnovesje treh hranilnih snovi je opaziti tudi pri maščobni skuti in lešnikih..

Tako presežek kot pomanjkanje fosforja škoduje človeškemu telesu. Če želite ugotoviti simptomatologijo obeh situacij, je vredno prebrati informacije na https://ydoo.info/micro/fosfor.html. Ne pozabite, da so glavni viri fosforja meso, ribe in žita.

Opomba! Dnevna doza fosforja v telesu odraslega je 1500-1700 mg. Za otroka na dan je potrebni odmerek makrohranila 1300-2500 mg.

Fosfor. Kemija fosforja in njegovih spojin

Fosfor

Položaj v periodnem sistemu kemijskih elementov

Fosfor se nahaja v glavni podskupini skupine V (ali v skupini 15 v sodobni obliki PSCE) in v tretjem obdobju periodičnega sistema kemičnih elementov D.I. Mendelejev.

Elektronska zgradba fosforja

Elektronska konfiguracija fosforja v osnovnem stanju:

Atom fosforja vsebuje 3 neparne elektrone na zunanji energijski ravni in en samotni elektronski par v osnovnem energijskem stanju. Posledično lahko fosforjev atom tvori 3 vezi z izmenjevalnim mehanizmom. V nasprotju z dušikom pa lahko fosforjev atom zaradi proste 3d orbitale preide v vzburjeno energijsko stanje.

Elektronska konfiguracija fosforja v razburjenem stanju:

V tem primeru se en elektron iz osamljenega elektronskega para v 3s orbitali prenese na 3d orbitalo. Za atom fosforja v vzbujenem energijskem stanju je značilna valenca V.

Tako je največja valenca fosforja v spojinah V (v nasprotju z dušikom). Tudi značilna valenca fosforja v spojinah - III.

Stanje oksidacije fosforjevega atoma je od -3 do +5. Tipična stanja oksidacije -3, 0, +1, +3, +5.

Fizične lastnosti in bivanje v naravi

Fosfor tvori različne preproste snovi (alotropne modifikacije).

Beli fosfor je snov sestave P4.. Mehka, brezbarvna, strupena, ima značilen vonj po česnu. Molekularna kristalna mreža in zato nizko tališče (44 ° C), velika hlapnost. Zelo reaktiven, samovnetljiv v zraku.

Rdeči fosfor je modifikacija z atomsko kristalno rešetko. Formula rdečega fosforja Pn, je polimer s kompleksno strukturo. Trdna, brez vonja, rdeče-rjave barve, ni strupena. Je veliko bolj stabilna modifikacija kot beli fosfor. Ne sveti v temi. Nastane iz belega fosforja pri t = 250-300 о С brez dostopa do zraka.

Črni fosfor je najbolj stabilna termodinamično in kemijsko najmanj aktivna oblika elementarnega fosforja. Črni fosfor je črna snov s kovinskim sijajem, mastna na dotik in zelo podobna grafitu, popolnoma netopna v vodi ali organskih topilih.

Znane so tudi spremembe, kot sta rumeni fosfor in kovinski fosfor. Rumeni fosfor je nerafiniran beli fosfor. Pri zelo visokem tlaku se fosfor spremeni v novo modifikacijo - kovinski fosfor, ki zelo dobro prevaja električni tok.

V naravi fosfor najdemo le v obliki spojin. To so v glavnem apatiti (na primer Ca3.(PO4.)2.), fosforiti itd. Fosfor je del najpomembnejših bioloških spojin - fosfolipidov.

Fosforjeve spojine

Tipične fosforjeve spojine:

Stanje oksidacijeTipične povezave
+petfosforjev (V) oksid P2.Opet

ortofosforna kislina H3.PO4.

metafosforna kislina HPO3.

Halogenidi: PОCl3., PClpet

+3.Fosforjev (III) oksid P2.O3.

Halogenidi: PCl3.

+1.Hipofosforna kislina H3.PO2.

Soli hipofosforne kisline - hipofosfiti:

MeH2.PO2.

-3.Fosfin PH3.

Kovinski fosfidi MeP

Metode pridobivanja fosforja

1. Beli fosfor dobimo iz naravnih fosfatov z žganjem s koksom in peskom v električni peči:

2. Namesto fosfatov lahko uporabite druge anorganske fosforjeve spojine, na primer metafosforno kislino.

4HPO3. + 10C → P4. + 2H2.O + 10 CO

3. Rdeči in črni fosfor dobimo iz belega fosforja.

Kemijske lastnosti fosforja

V normalnih pogojih je fosfor precej reaktiven..

1. Fosfor kaže lastnosti oksidacijske snovi (z elementi, ki se nahajajo v periodični tabeli spodaj in levo) in lastnosti reduktorja (z elementi, ki se nahajajo zgoraj in na desni). Zato fosfor reagira s kovinami in nekovinami.

1.1. Pri interakciji z zračnim kisikom nastajajo oksidi - anhidridi ustreznih kislin:

1.2. Ko fosfor reagira s halogeni, nastanejo halogenidi s splošno formulo PHal3. in PHalpet:

1.3. Ko fosfor sodeluje z žveplom, nastanejo sulfidi:

1.4. Pri interakciji s kovinami ima fosfor lastnosti oksidacijske snovi, reakcijski produkti se imenujejo fosfidi.

Na primer, kalcij in magnezij reagirata s fosforjem in tvorita kalcijeve in magnezijeve fosfide:

Drug primer: natrij reagira s fosforjem in tvori natrijev fosfid:

P + 3Na → Na3.P

1.5. Fosfor ne vpliva neposredno na vodik.

2. Fosfor reagira s kompleksnimi snovmi in ima oksidativne in redukcijske lastnosti. Fosfor je nesorazmeren pri interakciji z nekaterimi snovmi.

2.1 Pri interakciji z oksidanti se fosfor oksidira v fosforjev (V) oksid ali v fosforno kislino.

Na primer, dušikova kislina oksidira fosfor v fosforno kislino:

Žveplova kislina tudi oksidira fosfor:

Klorove spojine, kot je Bertholletova sol, tudi oksidirajo fosfor:

Nekatere močne oksidativne kovine oksidirajo tudi fosfor. Na primer srebrov (I) oksid:

2.2. Ko se fosfor raztopi v alkalijah, je sorazmeren s hipofosfitom in fosfinom.

Na primer, fosfor reagira s kalijevim hidroksidom:

Ali s kalcijevim hidroksidom:

Fosfin

Molekularna zgradba in fizikalne lastnosti

Fosfin PH3. Je binarna spojina vodika s fosforjem, se nanaša na hlapne vodikove spojine. Zato je fosfin plin z neprijetnim vonjem, brezbarven, rahlo topen v vodi, kemično nestabilen in strupen. Med molekulami fosfina ne nastajajo vodikove vezi. Trdno stanje ima molekularno kristalno mrežo.

Geometrijska oblika molekule fosfina je podobna strukturi amoniaka - pravilne trikotne piramide. Toda kot vezi H-P-H je manjši od kota H-N-H v amoniaku in je približno 93,5.

Osamljeni elektronski par ostane pri fosforjevem atomu v fosfinu na zunanji energijski ravni. Ta elektronski par pomembno vpliva tako na lastnosti fosfina kot na njegovo strukturo. Elektronska zgradba fosfina - tetraedra z atomom fosforja v središču.

Metode za pridobivanje fosfina

V laboratoriju fosfin dobimo z vodno ali kislo hidrolizo fosfidov - binarnih spojin fosforja in kovin.

Na primer, fosfin nastane z vodno hidrolizo kalcijevega fosfida:

Ali s kislo hidrolizo, na primer magnezijev fosfid v klorovodikovi kislini:

Druga laboratorijska metoda za pridobivanje fosfina je nesorazmerje fosforja v alkalijah.

Na primer, fosfor reagira s kalijevim hidroksidom in tvori kalijev hipofosfit in fosfin:

Kemijske lastnosti fosfina

1. V vodni raztopini ima fosfin zelo šibke osnovne lastnosti (zaradi osamljenega elektronskega para). Če vzamemo proton (H + ion), se spremeni v fosfonijev ion. Osnovne lastnosti fosfina so veliko šibkejše od lastnosti amoniaka. Očitno pri interakciji z brezvodnimi kislinami.

Na primer, fosfin reagira s jodovodikovo kislino:

Fosfonijeve soli so nestabilne in se enostavno hidrolizirajo.

2. Fosfin PH3. - močno redukcijsko sredstvo zaradi fosforja v oksidacijskem stanju -3. Samoinžiganje v zraku:

3. Kot močno redukcijsko sredstvo fosfin zlahka oksidira z oksidanti..

Na primer, dušikova kislina oksidira fosfin. V tem primeru fosfor preide v +5 oksidacijski niz in tvori fosforno kislino.

Žveplova kislina tudi oksidira fosfin:

Tudi druge fosforjeve spojine reagirajo s fosfinom z višjimi stopnjami oksidacije fosforja.

Na primer, fosforjev (III) klorid oksidira fosfin:

2PH3. + 2PCl3. → 4P + 6HCl

Fosfidi

Fosfidi so binarne spojine fosforja in kovin ali nekaterih nekovin.

Metode za pridobivanje fosfidov

Fosfidi so pridobljeni z interakcijo fosforja s kovinami. V tem primeru ima fosfor lastnosti oksidacijske snovi.

Na primer, fosfor sodeluje z magnezijem in kalcijem:

Fosfor sodeluje z natrijem:

P + 3Na → Na3.P

Kemijske lastnosti fosfidov

1. Fosfidi se v vodi ali kislinah hitro razgradijo, da nastane fosfin.

Na primer, kalcijev fosfid se razgradi z vodo:

Magnezijev fosfid se razgradi s klorovodikovo kislino:

2. Kovinski fosfidi kažejo močne redukcijske lastnosti zaradi fosforja v oksidacijskem stanju -3.

Fosforjevi oksidi

Dušikovi oksidiBarvaFazaNarava oksida
P2.O3. Fosforjev (III) oksid, fosforjev anhidridbelotrdnakislina
P2.Opet Fosforjev (V) oksid, fosforjev anhidridbelotrdnakislina

Fosforjev (III) oksid

Fosforjev (III) oksid je kisli oksid. Beli kristali v normalnih pogojih. Pari so sestavljeni iz molekul P4.O6..

Fosforjev (III) oksid lahko dobimo z oksidacijo fosforja s pomanjkanjem kisika:

Kemijske lastnosti fosforjevega (III) oksida:

Fosforjev (III) oksid je zelo strupen in nestabilen. Za P2.O3. (Str4.O6.) obstajata dve vrsti reakcij.

1. Ker ima fosfor v fosforjevem (III) oksidu vmesno oksidacijsko stanje, sodeluje v redoks procesih, ki povečujejo ali zmanjšujejo oksidacijsko stanje atoma fosforja. Značilno za P2.O3. reakcije nesorazmerja.

Na primer, fosforjev (III) oksid je nesorazmeren v vroči vodi:

2. Pri interakciji z oksidanti P2.O3. kaže lastnosti redukcijskega sredstva.

Na primer, N2.O kisik oksidira:

3. Po drugi strani pa P2.O3. kaže lastnosti kislega oksida (anhidrid fosforjeve kisline), ki v interakciji z vodo tvori fosforjevo kislino:

in z alkalijami - s tvorbo soli (fosfiti):

Fosforjev (V) oksid

Fosforjev (V) oksid je kisli oksid. V normalnih pogojih tvori bele kristale. V parih je sestavljen iz molekul P4.Hdeset. Zelo higroskopno (uporablja se kot sredstvo za sušenje plinov in tekočin).

Načini pridobivanja. Fosforjev (V) oksid dobimo s sežiganjem fosforja v presežku kisika.

Kemijske lastnosti.

1. Fosforjev (V) oksid je zelo higroskopna snov, ki se uporablja za sušenje plinov. Z visoko afiniteto do vode fosforjev (V) oksid anhidride anhidridi dehidrira v anorganske in organske kisline.

Na primer, fosforjev (V) oksid dehidrira žveplovo, dušikovo in ocetno kislino:

2. Fosforjev anhidrid je tipičen kisli oksid, ki reagira z vodo in tvori fosforne kisline:

Glede na količino vode in druge pogoje nastane metafosforna, orto-fosforna ali piro-fosforna kislina:

Video izkušnjo interakcije fosforjevega oksida z vodo si lahko ogledate tukaj.

3. Kot kisli oksid fosforjev (V) oksid sodeluje z osnovnimi oksidi in bazami.

Na primer, fosforjev (V) oksid sodeluje z natrijevim hidroksidom. V tem primeru nastanejo srednje ali kisle soli:

Drug primer: fosforjev oksid medsebojno deluje z barijevim oksidom (ko se tvori):

Fosforna kislina

Molekularna zgradba in fizikalne lastnosti

Fosfor v +5 stopnji oksidacije tvori več kislin: orto-fosforno H3.PO4., metafosforjev HPO3., pirofosforni H4.P2.O7..

Fosforna kislina H3.PO4. Je kislina srednje močne, tribazne, močne in nehlapne snovi. V normalnih pogojih je fosforjeva kislina trdna, dobro topna v vodi in higroskopna.

Valenca fosforja v fosforni kislini je V.

Pri temperaturah nad +213 ° C se ortofosforna kislina pretvori v pirofosforno kislino H4.P2.O7..

Ko višji fosforjev oksid v mrazu komunicira z vodo, nastane metafosforna kislina HPO3., kar je prozorna steklasta masa.

Načini pridobivanja

Najbolj praktična fosforna kislina je ortofosforna kislina.

1. Ortofosforno kislino lahko dobimo z interakcijo fosforjevega (V) oksida z vodo:

2. Drug način pridobivanja fosforne kisline je izpodrivanje fosforne kisline iz soli (fosfati, vodikovi fosfati in dihidrogen fosfati) pod vplivom močnejših kislin (žveplova, dušikova, klorovodikova itd.).

Industrijska metoda za pridobivanje fosforjeve kisline, obdelava fosforita s koncentrirano žveplovo kislino:

3. Fosforno kislino lahko dobimo tudi z burno oksidacijo fosforjevih spojin v vodni raztopini v prisotnosti kislin.

Na primer koncentrirana dušikova kislina oksidira fosfor v fosforno kislino:

Kemijske lastnosti

Fosforjeva kislina je kislina srednje moči (v drugi in tretji fazi je šibka).

1. Fosforna kislina delno in postopno disociira v vodni raztopini.

HPO4. 2– ⇄ H + + PO4. 3–

2. Fosforna kislina reagira z bazičnimi oksidi, bazami, amfoternimi oksidi in amfoternimi hidroksidi.

Na primer, fosforjeva kislina sodeluje z magnezijevim oksidom:

Drug primer: pri interakciji fosforne kisline s kalijevim hidroksidom nastanejo fosfati, hidrofosfati ali dihidrogen fosfati:

3. Fosforna kislina iztisne šibkejše kisline iz njihovih soli (karbonati, sulfidi itd.). Tudi fosforjeva kislina vstopa v reakcije izmenjave s solmi.

Na primer, fosforjeva kislina sodeluje z natrijevim bikarbonatom:

4. Pri ogrevanju H3.PO4. do 200 ° C se iz nje odcepi molekula vode s tvorbo pirofosforne kisline H2.P2.O7.:

5. Fosforjeva kislina komunicira s kovinami, ki se nahajajo v območju aktivnosti kovin na vodik. Pri tem nastane sol in vodik.

Na primer, fosforjeva kislina reagira z magnezijem:

Tudi fosforjeva kislina sodeluje z amoniakom in tvori amonijeve soli:

7. Kakovostna reakcija na fosfatne ione in fosforno kislino - interakcija s srebrovim nitratom. Tako nastane svetlo rumena oborina srebrovega fosfata:

Video izkušnjo medsebojnega delovanja natrijevega fosfata in srebrovega nitrata v raztopini (kvalitativna reakcija na fosfatni ion) si lahko ogledate tukaj.

Fosforjeva kislina

Fosforjeva kislina H3.PO3. Je dvobazna kislina, ki vsebuje kisik. V normalnih pogojih brezbarvna kristalna snov, dobro topna v vodi.

Valenca fosforja v fosforjevi kislini je V, oksidacijsko stanje pa +3.

Pridobivanje fosforjeve kisline.

Fosforno kislino lahko dobimo s hidrolizo fosforjevih (III) halogenidov.

Na primer s hidrolizo fosforjevega (III) klorida:

Fosforno kislino lahko dobimo tudi z interakcijo fosforjevega (III) oksida z vodo:

Kemijske lastnosti.

1. Fosforjeva kislina H3.PO3. v vodni raztopini - dvobazna kislina srednje moči. Reagira z bazami in tvori fosfitne soli.

Na primer, pri interakciji z natrijevim hidroksidom fosforjeva kislina tvori natrijev fosfit:

2. Pri segrevanju se fosforjeva kislina razgradi v fosfin (P-3) in fosforno kislino (P +5):

3. Zaradi fosforja v oksidacijskem stanju +3 ima fosforjeva kislina reducirajoče lastnosti.

Na primer H3.PO3. oksidira s kalijevim permanganatom v kislem okolju:

Drug primer: fosforjeva kislina se oksidira s spojinami živega srebra (II):

Soli fosforne kisline - fosfati

Fosforna kislina tvori različne vrste soli: srednje - fosfati, kisle - vodikovi fosfati, dihidrogen fosfati.

1. Kakovostna reakcija na fosfate - interakcija s srebrovim nitratom. Tako nastane rumena oborina srebrnega fosfata.

2. Netopni fosfati se raztopijo pod vplivom močnih kislin ali pod vplivom fosforne kisline.

Na primer, kalcijev fosfat reagira s fosforno kislino in tvori kalcijev dihidrogenfosfat:

Kalcijev fosfat se raztopi z delovanjem žveplove kisline:

3. Zaradi fosforja z oksidacijskim stanjem +5 fosfati kažejo šibke oksidacijske lastnosti in lahko komunicirajo z reduktorji.

Na primer, kalcijev fosfat, ko fuzija reagira z ogljikom in tvori kalcijev fosfid in ogljikov monoksid:

Kalcijev fosfat se zmanjša tudi s fuzijo z aluminijem:

4. Hidrofosfati lahko medsebojno delujejo tako z močnejšimi kislinami kot z alkalijami. Pod delovanjem fosforne kisline se hidrofosfati pretvorijo v dihidrogen fosfate.

Na primer, kalijev hidrogenfosfat reagira s fosforno kislino in tvori kalijev dihidrogenfosfat:

Kalijev hidrogenfosfat pod vplivom kavstičnega kalija tvori bolj povprečno sol - kalijev fosfat:

5. Dihidrogen fosfati lahko sodelujejo z močnejšimi kislinami in alkalijami, vendar ne reagirajo s fosforno kislino.

Na primer, natrijev dihidrogenfosfat reagira s presežkom natrijevega hidroksida in tvori fosfat:

Fosfor

Karakterizacija elementa fosfor

Fosfor je element 3. obdobja in VA-skupina periodnega sistema, serijska številka 15. Elektronska formula atoma [desetNe] 3s 2 3p 3, stabilno oksidacijsko stanje v + V spojinah.

Lestvica oksidacije fosforja:

Elektronegativnost fosforja (2,32) je bistveno nižja kot pri negativnih tipičnih nekovinah in nekoliko večja kot pri vodiku. Tvori različne kisline, soli in binarne spojine, ki vsebujejo kisik, in ima nekovinske (kisle) lastnosti. Večina fosfatov je v vodi netopnih.

V naravi je trinajsti element po številčnosti kemikalij (šesti med nekovinami), najdemo ga le v kemično vezani obliki. Vitalni element.

Pomanjkanje fosforja v tleh nadomestimo z vnosom fosfornih gnojil - predvsem superfosfatov.

Alotropne modifikacije fosforja

Rdeči in beli fosfor R. V prosti obliki je znanih več alotropnih oblik fosforja, glavni so beli fosfor P4. in rdeči fosfor Pn. V reakcijskih enačbah so alotropne oblike predstavljene kot P (rdeča) in P (bel).

Rdeči fosfor je sestavljen iz polimernih molekul Pn različne dolžine. Amorfen, se pri sobni temperaturi počasi pretvori v beli fosfor. Ko se segreje na 416 ° C, se sublimira (ko se para ohladi, se kondenzira beli fosfor). Netopno v organskih topilih. Kemična aktivnost je manjša kot pri belem fosforju. Zasveti v zraku samo pri segrevanju.

Uporablja se kot reagent (varnejši od belega fosforja) pri anorganskih sintezah, polnilo za žarnice z žarilno nitko, sestavni del razpršilne škatle pri izdelavi vžigalic. Ni strupeno.

Beli fosfor je sestavljen iz molekul P4.. Mehka kot vosek (rezana z nožem). Stopi in vre brez razgradnje (tmn 44,14 ° C, tbale 287,3 ° C, p 1,82 g / cm3). Oksidira v zraku (zeleni sij v temi), z veliko maso je možno samogorevanje. Pod posebnimi pogoji se pretvori v rdeči fosfor. Dobro se raztopimo v benzenu, etrih, ogljikovem disulfidu. Ne reagira z vodo, je shranjen pod plastjo vode. Je izredno reaktiven. Prikaže redoks lastnosti. Obnavlja plemenite kovine iz raztopin njihovih soli.

Uporablja se pri proizvodnji H3.P04. in rdeči fosfor kot reagent v organskih sintezah, deoksidator zlitin, zažigalni. Sežiganje fosforja je treba pogasiti s peskom (ne pa tudi z vodo!). Izredno strupen.

Enačbe najpomembnejših reakcij fosforja:

Proizvodnja fosforja v industriji

- redukcija fosforita z vročim koksom (dodan je pesek, ki veže kalcij):

Ca3.(PO4) 2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO (1000 ° C)

Fosforjeve pare se ohladijo in dobijo trden beli fosfor..

Rdeči fosfor je pripravljen iz belega fosforja (glej zgoraj), odvisno od pogojev, stopnje polimerizacije n (Pn) so lahko različni.

Fosforjeve spojine

Fosfin RN3.. Binarna spojina, oksidacijsko stanje fosforja je - III. Brezbarven plin z neprijetnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: P (H)3.] (sp 3 -hibridizacija). Rahlo topen v vodi, z njo ne reagira (za razliko od NH3.). Močno redukcijsko sredstvo, opekline v zraku, oksidira v HNO3. (konc.). Pridruži se HI. Uporablja se za sintezo organofosforjevih spojin. Močno strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij fosfina:

Pridobivanje fosfina v laboratoriju:

СаP2 + 6HCl (razredčeno) = ЗСаСl + 2РНз

Fosforjev (V) oksid P2.Opet. Kisli oksid. Bela, toplotno stabilna. V trdnem in plinastem stanju dimer P4.Odeset s strukturo štirih tetraedrov [O = P (O)3.], povezani s tremi oglišči (P - O-P). Pri zelo visokih temperaturah se monomerizira do P2.Opet. Obstaja tudi steklen polimer (P2.0pet)P. Je izredno higroskopen, močno reagira z vodo in alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Odstrani vodo iz kisikovih kislin.

Uporablja se kot zelo učinkovito dehidracijsko sredstvo za sušenje trdnih snovi, tekočin in mešanic plinov, reagent pri proizvodnji fosfatnih stekel, katalizator za polimerizacijo alkenov. Strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij fosforjevega oksida +5:

Pridobivanje: izgorevanje fosforja v odvečnem suhem zraku.

Fosforna kislina H3.P04.. Okso kislina. Bela snov, higroskopna, končni produkt interakcije P2.Opet z vodo. Molekula ima strukturo popačenega tetraedra [P (O) (OH)3.] (sp 3 -hibridizacija), vsebuje kovalentne σ-vezi Р - ОН in σ, π-vezi Р = O. Tali se brez razgradnje, razgradi se ob nadaljnjem segrevanju. Dobro se raztopi v vodi (548 g / 100 g H2.0). Šibka kislina v raztopini, nevtralizirana z alkalijami, ne popolnoma z amonijevim hidratom. Reagira s tipičnimi kovinami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija je obarjanje rumene oborine srebrnega (I) ortofosfata. Uporablja se pri proizvodnji mineralnih gnojil, za razjasnitev saharoze, kot katalizator v organski sintezi, kot komponenta protikorozijskih prevlek na litem železu in jeklu..

Enačbe najpomembnejših reakcij fosforjeve kisline:

Proizvodnja fosforne kisline v industriji:

vrela fosfatna kamnina v žveplovi kislini:

Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 (konc.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4

Natrijev ortofosfat Na3.PO4.. Oksosol. Bela, higroskopna. Tali se brez razgradnje, toplotno stabilen. Dobro se raztopimo v vodi, hidrolizira anion, v raztopini ustvarimo močno alkalno okolje. Reagira v raztopini s cinkom in aluminijem.

Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na RO ion4. 3.-

- nastanek rumene oborine srebrovega ortofosfata (I).

Uporablja se za odpravljanje "konstantne" trdote sladke vode kot sestavine detergentov in fotorazvijalcev kot reagenta pri sintezi gume. Enačbe najpomembnejših reakcij:

Sprejem: popolna nevtralizacija H3.P04. natrijev hidroksid ali po reakciji:

Natrijev hidrogenfosfat Na2.HPO4.. Kisla oksosalt. Bela, pri zmernem segrevanju razpade brez taljenja. Dobro se raztopimo v vodi, hidrolizira anion. Reagira s H.3.P04. (konc.), nevtraliziran z alkalijami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na ion NRO4. 2- - tvorba rumene oborine srebrovega ortofosfata (I).

Uporablja se kot emulgator za zgoščevanje kravjega mleka, sestavni del pasterizatorjev hrane in fotobelil.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Sprejem: nepopolna nevtralizacija H3.P04. natrijev hidroksid v razredčeni raztopini:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Natrijev dihidrogenfosfat NaH2.PO4.. Kisla oksosalt. Bela, higroskopna. Pri zmernem segrevanju razpade brez taljenja. Dobro topen v vodi, anion H2.P04. doživi reverzibilno disocijacijo. Nevtralizirano z alkalijami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na ion H2.P04. - nastanek rumene oborine srebrovega ortofosfata (1).

Uporablja se pri proizvodnji stekla za zaščito jekla in litega železa pred korozijo kot mehčalec vode.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Sprejem: nepopolna nevtralizacija H3.PO4. kavstična soda:

Н3РО4 (konc.) + NaOH (raztopljeno) = NaH2PO4 + H2O

Kalcijev ortofosfat Ca3 (PO4.) 2 - oksosol. Bela, ognjevzdržna, toplotno stabilna. Netopno v vodi. Razpade s koncentriranimi kislinami. Pri fuziji se pridobi s koksom. Glavna sestavina fosforitnih rud (apatiti itd.).

Uporablja se za pridobivanje fosforja, pri proizvodnji fosfatnih gnojil (superfosfatov), ​​keramike in stekla, oborjenega prahu - kot sestavina zobnih past in polimernih stabilizatorjev.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Fosfatna gnojila

Mešanica Ca (H2.P04.)2. in CaS04. imenovan preprost superfosfat, Ca (H2.P04.)2. z primesjo CaHP04. - dvojni superfosfat, rastline jih med hranjenjem zlahka absorbirajo.

Najbolj dragocena gnojila - amofos (vsebujejo dušik in fosfor) so mešanica soli amonijeve kisline NH4.H2.PO4. in (NH4.)2.HPO4..

Fosforjev (V) klorid PCI5. Binarna povezava. Bela, hlapna, toplotno nestabilna. Molekula ima trigonalno bipiramidno strukturo (sp 3 d hibridizacija). V trdnem stanju je dimer P2.Kldeset z ionsko strukturo РСl4.+[РСl6.] -. "Kadi" v vlažnem zraku. Zelo reaktiven, popolnoma hidroliziran z vodo, reagira z alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Uporablja se kot klor v organski sintezi. Strupeno.

Fosfor

Fosfor (grško phos - svetloba + phoros - nosilec) je kemični element iz skupine V in obdobja 3. Preprosta rumenkasta snov, lahko vnetljiva in svetleča.

Osnovno in vzburjeno stanje fosforja

Po vzbujanju fosforjevega atoma se elektroni na s-podnivu odstranijo in preidejo na d-podnivo.

Naravne spojine

V naravi se fosfor nahaja v naslednjih spojinah:

  • 3Ca3.(PO4.)2.* CaCO3.* SiO2. - fosforit
  • 3Ca3.(PO4.)2.* Ca (F, Cl, OH)2. - apatit

V industriji fosfor dobimo z zlitjem kalcijevega fosfata, peska in premoga.

Kemična aktivnost fosforja je veliko večja kot dušikova. Aktivnost se določi tudi z alotropno modifikacijo: najbolj aktiven je beli fosfor, ki oddaja vidno svetlobo zaradi oksidacije kisika.

V tekočem in plinastem stanju do 800 ° C je fosfor sestavljen iz molekul P4.. Nad 800 ° C, molekule P4. razpad na P2..

    Reakcije z nekovinami

Pri nekovinah fosfor pogosto deluje kot redukcijsko in oksidacijsko sredstvo. Kisik zlahka oksidira.

Na podoben način poteka interakcija fosforja in klora..

2P + 3Cl2. → 2PCl3. (pomanjkanje klora)

2P + 5Cl2. → 2PClpet (presežek klora)

Reakcije z vodikom so izjemno težke. Med razgradnjo kovinskih fosfidov pa lahko dobimo strupen plin - fosfin - kemično bojno sredstvo.

2P + 3Ca → Ca3.P2. (kalcijev fosfid)

Reakcija z vodo

Pri interakciji z vodo fosfor vstopi v reakcijo nesorazmerja (tako imenovane reakcije, pri katerih je ista snov hkrati oksidant in reducent).

Reakcija z alkalijami

Ko dodamo fosfor v raztopine alkalij, pride tudi do reakcije nesorazmerja.

Ko se vžigalice prižgejo, pride do reakcije med fosforjem in soljo bertolleta, ki deluje kot oksidant.

Fosforjev oksid V - P2.Opet

Kisli oksid, katerega para ima formulo P4.Odeset. Za trden oksid je značilna bela barva.

Aktivno reagira z vodo in tvori fosforno kislino. Tvori metafosforno kislino s pomanjkanjem vode.

Reagira z bazičnimi oksidi in bazami in tvori soli fosforne kisline. Kakšna sol se bo izkazala - določa razmerje osnovnega oksida / baze in kislega oksida.

6KOH + P2.Opet = 2K3.PO4. + 3H2.O (kalijev fosfat, presežek alkalij - razmerje 6: 1)

4KOH + P2.Opet = 2K2.HPO4. + H2.O (kalijev hidrogenfosfat, rahel presežek kislega oksida - razmerje 4: 1)

2KOH + P2.Opet = 2KH2.PO4. + H2.O (kalijev dihidrogenfosfat, presežek kislega oksida - razmerje 2: 1)

Ima izrazito lastnost odstranjevanja vode (dehidracije): enostavno črpa vodo iz drugih spojin.

Fosforne kisline

Obstaja več oksigeniranih fosfornih kislin:

  • Fosforna kislina - H3.PO4. (soli - fosfati PO4. 3-)
  • Metafosforna kislina - HPO3. (soli - metafosfati PO3. - )
  • Fosfor - H3.PO3. (soli - fosfiti PO3. 3-)
  • Fosfat - H3.PO2. (soli hipofosfita - PO2. 3-)

Hipofosforna kislina je sposobna izpodrivati ​​nizkoaktivne kovine iz soli, medtem ko se pretvarja v ortofosforno kislino.

Ortofosforna kislina

V trdni obliki so beli kristali, dobro topni v vodi.

Fosforno kislino dobimo iz fosfatov, tako da nanje delujemo z žveplovo kislino. Znane so tudi metode za hidrolizo fosforjevega pentaklorida, interakcijo fosforjevega oksida V z vodo.

Fosforjeva kislina se lahko tvori, kadar fosfor oksidira z močno kislino:

Zaradi kislih lastnosti odlično reagira z bazičnimi oksidi in bazami. Z različnimi razmerji kisline in baze dobimo različne soli (fosfati, vodikovi fosfati in dihidrogen fosfati).

Reakcije s solmi

Reakcije potekajo, če se sprosti plin, nastane oborina ali nastane šibek elektrolit (voda). Na primer, v reakciji s srebrnim nitratom nastane značilna rumena oborina - srebrov fosfat.

V reakciji s karbonati nastane nestabilna ogljikova kislina, ki se razgradi v vodo in ogljikov dioksid.

Reakcije s kovinami

Kovine v nizih napetosti do vodika lahko izpodrivajo vodik iz fosforne kisline.

Ob močnem segrevanju ortofosforna kislina izgubi vodo in se spremeni v metafosforno kislino.

Soli fosforne kisline

Soli fosforne kisline dobimo z reakcijo fosforne kisline in baz.

Fosfati so dobra gnojila, ki povečajo donose. Naštejmo najpomembnejše:

  • Fosfatna kamnina - Ca3.(PO4.)2.
  • Preprost superfosfat - mešanica Ca (H2.PO4.)2.* H2.O in CaSO4.
  • Dvojni superfosfat - Ca (H2.PO4.)2.* H2.O
  • Oborina - CaHPO4.* 2H2.O
  • Kostna moka - proizvod predelave kosti domačih živali Ca3.(PO4.)2.
  • Amofos - v glavnem sestavljen iz monoamonijevega fosfata - NH4.H2.PO4.

© Bellevich Yuri Sergeevich 2018-2020

Ta članek je napisal Yuri Sergeevich Bellevich in je njegova intelektualna lastnina. Kopiranje, distribucija (vključno s kopiranjem na druga spletna mesta in vire na internetu) ali kakršna koli drugačna uporaba informacij in predmetov brez predhodnega soglasja imetnika avtorskih pravic je kaznovana z zakonom. Za pridobitev materialov članka in dovoljenje za njihovo uporabo glejte Bellevich Yuri.

Natrijev fosfat, značilnosti, lastnosti in proizvodnja, kemične reakcije

Natrijev fosfat, značilnosti, lastnosti in proizvodnja, kemične reakcije.

Natrijev fosfat je anorganska snov s kemično formulo Na3.PO4..

Kratke značilnosti natrijevega fosfata:

Natrijev fosfat je brezbarvna ali bela anorganska snov, sol natrijeve alkalijske kovine in ortofosforna kislina.

Natrijev fosfat je brezbarven kristal.

Kemična formula natrijevega fosfata Na3.PO4..

Dobro se raztopi v vodi, s katero tvori kristalne hidrate Na3.PO4.0,5H2.O, Na3.PO4.H2.O in Na3.PO4.12H2.O. Vodna raztopina ima močno alkalno reakcijo zaradi hidrolize z anionom.

Netopno v etanolu.

V živilski industriji se glede na stopnjo substitucije vodikovih atomov uporabljajo 3 vrste natrijevih fosfatov:

- dodatek E339 (i) - natrijev ortofosfat 1-substituiran s kemijsko formulo NaH2.PO4.;

- dodatek E339 (ii) - natrijev ortofosfat 2-substituiran s kemijsko formulo Na2.HPO4.;

- dodatek E339 (iii) - 3-substituirani natrijev ortofosfat s kemično formulo Na3.PO4..

Fizikalne lastnosti natrijevega fosfata:

Ime parametra:Vrednost:
Kemična formulaNa3.PO4.
Tujejezične sopomenke in imenanatrijev fosfat

natrijev fosfat trisubstituiran (zastarel rus.)

natrijev ortofosfat (rus.)

trinatrijev fosfat (rus.)Vrsta snovianorganskiVidezbrezbarvni tetragonalni kristaliBarvabrezbarvna, belaOkusite- *Vonjbrez vonjaAgregatno stanje (pri 20 ° C in atmosferskem tlaku 1 atm.)trdnaGostota (trdna snov, pri 20 ° C), kg / m 32536Gostota (trdna snov, pri 20 ° C), g / cm 32,536Temperatura izhlapevanja, ° C-Tališče, ° C1340HigroskopnosthigroskopičenMolska masa, g / mol163.94067Topnost v vodi pri 25 ° C, g / 100 ml14.5

Pridobivanje natrijevega fosfata:

Natrijev fosfat nastane z naslednjimi kemičnimi reakcijami:

  1. 1. medsebojno delovanje natrijevega karbonata in fosforne kisline:
  1. 2. medsebojno delovanje natrijevega hidroksida in fosforne kisline:

Kemijske lastnosti natrijevega fosfata. Kemične reakcije natrijevega fosfata:

Kemijske lastnosti natrijevega fosfata so podobne lastnosti drugih kovinskih fosfatov. Zato so zanjo značilne naslednje kemične reakcije:

1. reakcija natrijevega fosfata s srebrovim nitratom:

Kot rezultat reakcije nastaneta srebrni ortofosfat in natrijev nitrat.

2. reakcija natrijevega fosfata in kromovega nitrata:

Kot rezultat reakcije nastaneta kromov ortofosfat in natrijev nitrat.

3. reakcija natrijevega fosfata in galijevega nitrata:

Kot rezultat reakcije nastaneta galijev ortofosfat in natrijev nitrat.

4. reakcija natrijevega fosfata in aluminijevega klorida:

Kot rezultat reakcije nastaneta aluminijev ortofosfat in natrijev klorid.

5. reakcija natrijevega fosfata in kalcijevega klorida:

V reakciji nastane kalcijev ortofosfat in natrijev klorid.

6. reakcija natrijevega fosfata in barijevega klorida:

Kot rezultat reakcije nastaneta barijev ortofosfat in natrijev klorid.

7. reakcija natrijevega fosfata in železovega sulfata:

Kot rezultat reakcije nastaneta železov ortofosfat in natrijev sulfat. Natrijev fosfat se uporablja kot razredčena raztopina.

8. reakcija natrijevega fosfata in litijevega sulfata:

Kot rezultat reakcije nastaneta litijev ortofosfat in natrijev sulfat.

9. Reakcija natrijevega fosfata in magnezijevega sulfata:

V reakciji nastane magnezijev ortofosfat (ki se obori) in natrijev sulfat. Reakcija za zmanjšanje trdote vode.

10. reakcija natrijevega fosfata in kalcijevega bikarbonata:

V reakciji nastane kalcijev ortofosfat (ki se obori) in natrijev bikarbonat. Reakcija za zmanjšanje trdote vode.

11. reakcija natrijevega fosfata, aluminija in vode:

Kot rezultat reakcije nastanejo natrijev tetrahidroksoaluminat (III), natrijev hidrogenfosfat in vodik. Natrijev fosfat se uporablja kot koncentrirana raztopina. Reakcija poteka v vrelišču.

12. reakcija natrijevega fosfata, cinka in vode:

Kot rezultat reakcije nastanejo natrijev tetrahidroksozinkat (III), natrijev hidrogenfosfat in vodik. Natrijev fosfat se uporablja kot koncentrirana raztopina. Reakcija poteka v vrelišču.

13. reakcija toplotne razgradnje kristal hidrata natrijevega fosfata:

Reakcija toplotnega razpada dodekahidrata natrijevega fosfata tvori natrijev fosfat in vodo. Ta reakcija poteka v vakuumu.

14. reakcija natrijevega fosfata z dušikovo kislino:

Kot rezultat kemične reakcije nastaneta natrijev nitrat in fosforjeva kislina. Reakcija je reverzibilna.

Reakcije natrijevega fosfata z drugimi močnimi mineralnimi kislinami potekajo podobno..

15. reakcija toplotne razgradnje natrijevega fosfata:

Kot rezultat reakcije toplotnega razkroja natrijevega fosfata nastaneta natrijev oksid in fosforjev oksid.

Uporaba in uporaba natrijevega fosfata:

Natrijev fosfat se uporablja v številnih panogah in za domače namene:

- za zmanjšanje trdote vode,

- v živilski industriji kot pecilni prašek za testo (pri interakciji s sodo bikarbono) in emulgator za topljeni sir, klobase, kondenzirano mleko,

- kot aditiv za živila E339,

- v steklarski industriji zaradi razbarvanja stekla med taljenjem,

- kot sestavni del zobnih past in nekaterih kozmetičnih pripravkov.