Oxid fosforečný

Fosfor bol objavený a izolovaný v roku 1669 nemecký chemik H. Brandt. V prírode, tento prvok sa vyskytuje len vo forme zlúčenín. Hlavnými minerály - fosfátu Ca3 (PO4) 2 a apatit 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 alebo Ca5F (PO4) 3. Okrem toho je prvok je súčasťou bielkovín a je tiež nájdený v zuboch a kostiach. Fosfor je najviac ľahko reaguje s kyslíkom a chlórom. Nadbytok týchto látok sú vytvorené s zlúčenín oxidáciou (pre P) +5 a nedostatok - v oxidačnom stave +3. oxid fosforečný môže mať niekoľko vzorcov, ktoré zobrazujú rôzne chemikálie. Medzi nimi je najbežnejší - je P2O5 a P2O3. Ďalšie vzácne a málo študované oxidy sú: P4O7, P4O8, P4O9, PO a P2O6.

Reakcia elementárneho fosforu, oxidácia kyslíka prebieha pomaly. Záujem o jeho rôznych aspektoch. Po prvé, v tme, aby boli jasne viditeľné žiara, ktorú nasledovala. Po druhé, oxidácia chemické látky prebieha vždy s tvorbou ozónu. To je vzhľadom k získaniu medziproduktu - fosforyl PO - schéma: P + O2 → PO + O, potom: O + O2 → O3. Po tretie, oxidácie v dôsledku náhlej zmeny v elektrickej vodivosti okolitého vzduchu v dôsledku jeho ionizáciou. Izolácia svetla bez významného ohrievania, v chemických reakciách, sa nazýva chemiluminiscencie. Vo vlhkom prostredí, zelené chemiluminiscencie v dôsledku tvorby medziproduktu PO.

oxidácie fosforu dochádza iba pri určitej koncentrácii kyslíka. To by nemalo byť nižšie ako minimálna prahom, a nad maximálny parciálny tlak O2. Interval samotná je závislá na teplote a ďalších faktoroch. Napríklad, za štandardných podmienok, reakčná rýchlosť čistého kyslíka, zvýšenie oxidácie fosforu, pokiaľ nedosiahne 300 Pa. Art. takmer na nulu, keď parciálny tlak kyslíka sa potom redukuje a pády dosiahnuť 700 mm Hg. Art. a vyššie. To znamená, že oxid nie je vytvorená za bežných podmienok, aby fosfor takmer nie je oxidované.

oxid fosforečný

Najtypickejším oxidom je oxid fosforečný, alebo vyšší oxidy fosforu, P2O5. Je to biely prášok s prenikavým zápachom. Pri určovaní, v pároch jeho molekulovej hmotnosti, bolo zistené, že správny záznam je jeho vzorec P4O10. Táto látka nehorľavý, topí pri 565,6 ° C oxid anhydrid P2O5 -kislotny všetkých charakteristických vlastností, ale je dychtivo vstrebáva vlhkosť, takže sa používa ako vysúšadlá kvapalín alebo plynov. oxid fosforu môžu absorbovať vodu, ktorá je súčasťou chemických látok. Anhydrid je tvorený spaľovanie fosforu v atmosfére kyslík alebo vzduch, s dostatočným množstvom režimu O2: 4P + 5O2 → 2P2O5. Používa sa pri výrobe kyseliny H3PO4. Pri kontakte s vodou môžu tvoriť tri kyseliny:

• metafosforečnej: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• pyrofosforečná: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• Fosforečná: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

oxid fosforečný prudko reaguje s vodou a látok s obsahom vody, ako je drevo alebo bavlna. To vytvára veľké množstvo tepla, ktoré by mohli spôsobiť aj požiar. To spôsobuje koróziu kovu a veľmi nepríjemné (existujú vážne popáleniny očí, kože), traktu a slizníc dýchacích ciest, a to aj v koncentráciách tak nízkych, ako 1 mg / m.

fosfor sírový

anhydrid kyseliny fosforu alebo fosfor oxid, P2O3 (P4O6) - je biela kryštalická pevná látka (vosk vzhľad podobne), ktorý sa topí pri teplote 23,8 ° C a teplotou varu pri 173,7 ° C ako biela fosforu, P2O3 je veľmi jedovatý , Tento kyslý oxid, so všetkými svojimi vlastnosťami. Fosfor oxid 3 je vytvorený v dôsledku pomalé oxidácii alebo spaľovanie voľné látky (P) v prostredí, kde je nedostatok kyslíka. Fosfor oxid reaguje pomaly sa studenou vodou za vzniku kyseliny: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tento oxid fosforečný reaguje silne s teplou vodou, reakcia sa vykonávajú v rôznych spôsoboch, výsledok môže vzniku červeného fosforu (modifikovaný alotropický podukt), hydridu fosforu a kyselinu: H3PO3 a H3PO4. Tepelný rozklad P4O6 anhydridu kyseliny s následným odštiepením atómov fosforu, pričom zmes, vytvorené z oxidov P4O7, P4O8, P4O9. Podľa konštrukcie sa podobajú P4O10. Najviac študoval týchto P4O8.