Курсовая работа: Геоэкологическая характеристика фосфора

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см³ .

Диссоциация:

H₃ PO₄ ↔ 3H⁺ + PO₄ ^-3

H₃ PO₄ + 3H₂ O ↔ 3H₃ O⁺ + PO₄ ^3-

H₃ PO₄ ↔ H⁺ + H₂ PO₄ ^-

H₂ PO₄ ^- ↔ H⁺ + HPO₄ ^2-

HPO₄ ^2- ↔ H⁺ + PO₄ ^3-

Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na₃ PO₄ ) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH₂ PO₄ ) и гидрофосфаты (Na₂ HPO₄ ).

Получение

1)

P₂ O₅ + 3H₂ O ↔ 2H₃ PO₄

Промышленный способ:

2)

Ca₃ (PO₄ )₂ (твердый) + 3H₂ SO₄ (конц.) ↔ 2H₃ PO₄ + 3CaSO₄ ¯

3)

3P + 5HNO₃ + 2H₂ O ↔ 3H₃ PO₄ + 5NO­

Химические свойства

Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту:

2H₃ PO₄ –^t° ↔ H₄ P₂ O₇ + H₂ O

Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO₄ ^3-

3Ag⁺ + PO₄ ^3- = Ag₃ PO₄ ¯(ярко-желтый осадок)

Ортофосфорная кислота - сильная кислота по первой ступени диссоциации (К₁ = 7,6*10^-3 ), довольно слабая (слабее уксусной) по второй (К₂ = 6,2*10^-8 ) и очень слабая (слабее угольной) по третьей (К₃ = 4,4*10^-13 ).

4.1.3. Фосфин

Фосфин ( PH₃ ) – бесцветный газ с запахом чеснока. Очень ядовит. Сгорает с образованием фосфорного ангидрида P₂ O₅ . С наиболее сильными кислотами (HClO₄ , HCl) образует соли фосфония PH₄ ⁺ – очень непрочные соединения, которые при действии воды разлагаются на фосфин и HCl.

Cуществует несколько водородных соединений фосфора. Наиболее изучены РН3 (фосфин), а также Р2Н4 - жидкий фосфористый водород (дифосфин). Наибольшую известность и практическое значение имеет газообразный РН3. При комнатной температуре он представляет собой бесцветный, тяжёлый (пл.1.53 г/дм), чрезвычайно ядовитый газ с неприятным запахом.

Максимальная концентрация его в воздухе при 8-часовом рабочем дне не должна превышать 0,3 млн-1. Концентрация в 50-100 млн-1 переносима без осложнений лишь очень короткое время, концентрация в 400 млн-1 ведёт к моментальной смерти, что служит серьёзным препятствием для его практического использования . Ниже –87,8o С фосфин - бесцветная жидкость, которая затвердевает при –133,5 о С. Вплоть до температур в несколько сот градусов его диссоциация незначительна. Константа скорости распада при 500о С составляет около 8.10-3 сек-1. Фосфин является сильным восстановителем, самопроизвольно реагирует при комнатной температуре с хлором, образуя хлориды фосфора и НCl. Чистый газ воспламеняется на воздухе при 150о С. Загрязненный примесями газ (следы дифосфина Р2Н4 или тетрафосфора Р4) может самовоспламеняться при комнатной температуре. Условия воспламенения фосфина и кислорода зависят от состава смеси, содержания воды, присутствия инородных газов и температуры. Окисление фосфина происходит по цепному механизму и имеет пределы критического давления:

0: + РН3 РН + НОН

РН + 02 НРО + 0:

Первая стадия проходит быстро, поскольку она экзотермична и, вероятно, включает перенос не спаренного электрона от кислорода к фосфору (p*- уровень кислорода может быть по энергии выше, чем 3d-уровень фосфора). Продукты окисления состоят из различных кислот фосфора (Н3РО2, Н3РО3, Н3РО4 и т.д.) и воды.

Фосфин почти не образует водородных связей и об отсутствии межмолекулярной ассоциации в РН3 свидетельствуют аномальное соотношение температур плавления и кипения РН3 (-133,3о;-87,4^o C) и NH3 (-77,75o;-33,35o C). На это указывает также низкая по сравнению с NH3 растворимость фосфина в воде. В 100 мл воды при 17^о С растворяется 22,8 мл газообразного РН3. Водный раствор является одновременно и слабой кислотой и слабым основанием. Обмен дейтерия между D2О и РН3 протекает в кислом растворе через РН4+-ион, в основном растворе через РН2--ион. Из кинетических данных и принятого механизма обмена авторы для равновесной постоянной реакции рассчитали:

РН3 + Н