В2О3 какой оксид – III. —

Оксид бора — это… Что такое Оксид бора?

Окси́д бо́ра B₂O₃ — ангидрид борной кислоты, бесцветное, довольно тугоплавкое стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик.

Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0.185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО₃ (d В—О=0.145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью. Она получается при нагревании бора на воздухе 700 °C или обезвоживанием ортоборной кислоты. Кристаллический В₂О₃, который получают осторожным отщеплением воды от метаборной кислоты НВО₂, существует в двух модификациях — с гексагональной кристаллической решёткой, при 400 °C и 2200 МПа переходящей в моноклинную.

Свойства

• Борный ангидрид гигроскопичен, он бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы (НВO₂)_n . Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты H₃BO₃.

Расплавленный B₂O₃ хорошо растворяет оксиды многих элементов. С оксидами металлов образует соли бораты.

• Сам оксид бора не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления, однако разлагается, если одновременно ввести в реакцию вещества, способные заместить кислород (хлор или азот):

• При нагревании оксида бора с элементарным бором выше 1000^о в парах существуют термически устойчивые линейные молекулы O=B—B=O. При быстром охлаждении паров ниже 300^о может быть получен белый твёрдый полимер состава (B₂O₂)_n, не имеющий определённой точки плавления и сильно реакционноспособный. Под давлением в 60 тыс. ат. и температуре 1500^о оксид бора взаимодействует с элементарным бором по реакции:

Этот низший оксид бора имеет графитоподобную слоистую структуру.

Получение

Образуется при нагревании бора в атмосфере кислорода или на воздухе

А также при обезвоживании борной кислоты:

Применение

Эфиры борной кислоты. Используется в качестве флюса.

Литература

• Карапетьянц М. Х. Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия 1994
• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963

dic.academic.ru

Оксид бора

Оксид бора ТУ 6-09-3558-78

B₂O₃

Оксид бора  — ангидрид борной кислоты, бесцветное, довольно тугоплавкое, стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик.

Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0,185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников  (d В—О=0,145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью. Она получается при нагревании бора на воздухе 700 °C или обезвоживанием ортоборной кислоты. Кристаллический , который получают осторожным отщеплением воды от метаборной кислоты , существует в двух модификациях — с гексагональной кристаллической решёткой, при 400 °C и 2200 МПа переходящей в моноклинную.

 

Свойства

• Борный ангидрид гигроскопичен, он бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы . Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты .

Расплавленный  хорошо растворяет оксиды многих элементов. С оксидами металлов образует соли бораты.

•  является кислотным ангидридом, проявляя также очень слабые признаки амфотерности:

• Сам оксид бора не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления, однако разлагается, если одновременно ввести в реакцию вещества, способные заместить кислород (хлор или азот):

• При нагревании оксида бора с элементарным бором выше 1000^о в парах существуют термически устойчивые линейные молекулы O=B—B=O. При быстром охлаждении паров ниже 300^о может быть получен белый твёрдый полимер состава , не имеющий определённой точки плавления и сильно реакционноспособный. Под давлением в 60 тыс. ат. и температуре 1500^о оксид бора взаимодействует с элементарным бором по реакции:

Этот низший оксид бора имеет графитоподобную слоистую структуру.

Получение[править | править вики-текст]

Образуется при нагревании бора в атмосфере кислорода или на воздухе

А также при обезвоживании борной кислоты:

Применение

Эфиры борной кислоты. Используется в качестве флюса.

himmax.ru

Оксид бора — Википедия (с комментариями)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Окси́д бо́ра B₂O₃ — ангидрид борной кислоты, бесцветное, довольно тугоплавкое стекловидное или кристаллическое вещество горьковатого вкуса, диэлектрик.

Стеклообразный оксид бора имеет слоистую структуру (расстояние между слоями 0.185 нм), в слоях атомы бора расположены внутри равносторонних треугольников ВО₃ (d В—О=0.145 нм). Эта модификация плавится в интервале температур 325—450 °C и обладает высокой твёрдостью. Она получается при нагревании бора на воздухе 700 °C или обезвоживанием ортоборной кислоты. Кристаллический В

2О₃, который получают осторожным отщеплением воды от метаборной кислоты НВО₂, существует в двух модификациях — с гексагональной кристаллической решёткой, при 400 °C и 2200 МПа переходящей в моноклинную.

Свойства

• Борный ангидрид гигроскопичен, он бурно растворяется в воде, образуя вначале различные метаборные кислоты общей формулы (НВO₂)_n. Дальнейшее оводнение приводит к образованию ортоборной кислоты H₃BO₃.

Расплавленный B₂O₃ хорошо растворяет оксиды многих элементов. С оксидами металлов образует соли бораты.

<math> \mathsf{2B_2O_3 + P_4O_{10} \rightarrow 4BPO_4}</math>

• Сам оксид бора не восстанавливается углеродом даже при температуре белого каления, однако разлагается, если одновременно ввести в реакцию вещества, способные заместить кислород (хлор или азот):

<math> \mathsf{B_2O_3 + 3C + 3Cl_2 \rightarrow 2BCl_3 + 3CO}</math>

• При нагревании оксида бора с элементарным бором выше 1000^о в парах существуют термически устойчивые линейные молекулы O=B—B=O. При быстром охлаждении паров ниже 300^о может быть получен белый твёрдый полимер состава (B₂O₂)_n, не имеющий определённой точки плавления и сильно реакционноспособный. Под давлением в 60 тыс. ат. и температуре 1500^о оксид бора взаимодействует с элементарным бором по реакции:

<math> \mathsf{B_2O_3 + 4B \rightarrow 3B_2O}</math>

Этот низший оксид бора имеет графитоподобную слоистую структуру.

Получение

Образуется при нагревании бора в атмосфере кислорода или на воздухе

<math> \mathsf{4B + 3O_2 \rightarrow 2B_2O_3 , }</math>

А также при обезвоживании борной кислоты:

<math> \mathsf{2H_3BO_3 \rightarrow B_2O_3 + 3 H_2O . }</math>

Применение

Эфиры борной кислоты. Используется в качестве флюса.

Напишите отзыв о статье «Оксид бора»

Примечания

1. ↑ [books.google.com/?id=ZrxSWmueNMQC&pg=PA496 High temperature corrosion and materials chemistry: proceedings of the Per Kofstad Memorial Symposium. Proceedings of the Electrochemical Society]. — The Electrochemical Society, 2000. — P. 496. — ISBN 1-56677-261-3.

Литература

• Карапетьянц М. Х. Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия 1994
• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963

Отрывок, характеризующий Оксид бора

– Сказывал мужик то этот, под Можайским, где страженья то была, их с десяти деревень согнали, двадцать дён возили, не свозили всех, мертвых то. Волков этих что, говорит…
– Та страженья была настоящая, – сказал старый солдат. – Только и было чем помянуть; а то всё после того… Так, только народу мученье.
– И то, дядюшка. Позавчера набежали мы, так куда те, до себя не допущают. Живо ружья покидали. На коленки. Пардон – говорит. Так, только пример один. Сказывали, самого Полиона то Платов два раза брал. Слова не знает. Возьмет возьмет: вот на те, в руках прикинется птицей, улетит, да и улетит. И убить тоже нет положенья.
– Эка врать здоров ты, Киселев, посмотрю я на тебя.
– Какое врать, правда истинная.
– А кабы на мой обычай, я бы его, изловимши, да в землю бы закопал. Да осиновым колом. А то что народу загубил.
– Все одно конец сделаем, не будет ходить, – зевая, сказал старый солдат.
Разговор замолк, солдаты стали укладываться.
– Вишь, звезды то, страсть, так и горят! Скажи, бабы холсты разложили, – сказал солдат, любуясь на Млечный Путь.
– Это, ребята, к урожайному году.
– Дровец то еще надо будет.
– Спину погреешь, а брюха замерзла. Вот чуда.
– О, господи!
– Что толкаешься то, – про тебя одного огонь, что ли? Вишь… развалился.
Из за устанавливающегося молчания послышался храп некоторых заснувших; остальные поворачивались и грелись, изредка переговариваясь. От дальнего, шагов за сто, костра послышался дружный, веселый хохот.
– Вишь, грохочат в пятой роте, – сказал один солдат. – И народу что – страсть!
Один солдат поднялся и пошел к пятой роте.
– То то смеху, – сказал он, возвращаясь. – Два хранцуза пристали. Один мерзлый вовсе, а другой такой куражный, бяда! Песни играет.
– О о? пойти посмотреть… – Несколько солдат направились к пятой роте.

Пятая рота стояла подле самого леса. Огромный костер ярко горел посреди снега, освещая отягченные инеем ветви деревьев.
В середине ночи солдаты пятой роты услыхали в лесу шаги по снегу и хряск сучьев.
– Ребята, ведмедь, – сказал один солдат. Все подняли головы, прислушались, и из леса, в яркий свет костра, выступили две, держащиеся друг за друга, человеческие, странно одетые фигуры.

Это были два прятавшиеся в лесу француза. Хрипло говоря что то на непонятном солдатам языке, они подошли к костру. Один был повыше ростом, в офицерской шляпе, и казался совсем ослабевшим. Подойдя к костру, он хотел сесть, но упал на землю. Другой, маленький, коренастый, обвязанный платком по щекам солдат, был сильнее. Он поднял своего товарища и, указывая на свой рот, говорил что то. Солдаты окружили французов, подстелили больному шинель и обоим принесли каши и водки.
Ослабевший французский офицер был Рамбаль; повязанный платком был его денщик Морель.
Когда Морель выпил водки и доел котелок каши, он вдруг болезненно развеселился и начал не переставая говорить что то не понимавшим его солдатам. Рамбаль отказывался от еды и молча лежал на локте у костра, бессмысленными красными глазами глядя на русских солдат. Изредка он издавал протяжный стон и опять замолкал. Морель, показывая на плечи, внушал солдатам, что это был офицер и что его надо отогреть. Офицер русский, подошедший к костру, послал спросить у полковника, не возьмет ли он к себе отогреть французского офицера; и когда вернулись и сказали, что полковник велел привести офицера, Рамбалю передали, чтобы он шел. Он встал и хотел идти, но пошатнулся и упал бы, если бы подле стоящий солдат не поддержал его.

wiki-org.ru

Ответы на вопрос «35. Особенности химии бора. Оксид бора, гидроксид …»

БОР (лат. Borum), В, химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5, атомная масса 10,811. Природный бор состоит из двух стабильных нуклидов 10В (19,57%) и 11В.

Конфигурация электронной оболочки: 1s22s2p1. Радиус нейтрального атома бора: 0,088-0,097 нм; радиус иона В3+: 0,025 нм. По шкале Полинга электроотрицательность бора равна 2,04. Для бора наиболее характерно образование соединений в степени окисления +3 (валентность III). Отрицательные степени окисления бор проявляет редко, а с металлами он часто образует нестехиометрические соединения — бориды.

Свойства: по многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает элемент IV A группы, неметалл кремний (Si).

Простое вещество бор имеет несколько модификаций, все они построены из соединенных разным образом группировок атомов бора, представляющих собой икосаэдр B12. Кристаллы бора серовато-черного цвета (очень чистые — бесцветны) и весьма тугоплавки (температура плавления 2074°C, температура кипения 3658°C). Плотность — 2,34 г/см3. Кристаллический бор — полупроводник. По твердости бор среди простых веществ занимает второе (после алмаза) место. Химический бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором:

2B + 3F2 = 2BF3

При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом (N) образует нитрид бора BN, с фосфором (P) — фосфид BP, с углеродом (C) — карбиды различного состава (B4C, B12C3, B13C2). При нагревании в атмосфере кислорода (O) или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, причем образуется прочный оксид B2O3:

4B + 3O2 = 2B2O3

С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов с кислотой:

Mg3B2 + 6HCl = B2H6 + 3MgCl2

При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний (Si) или фосфор (P) из их оксидов:

3SiO2 + 4B = 3Si + 2B2O3;

3Р2О5 + 10В = 5В2О3 + 6Р

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.

При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты h4BO3. Оксид бора В2О3 — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты:

В2О3 + 3Н2О = 2h4BO3

При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты — бораты (содержащие анион BO33–), а тетрабораты, например:

4h4BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7Н2О

История открытия: с древности в ювелирном деле применялось содержащее бор соединение бура, известное средневековым алхимикам под арабским названием burag и латинским — Borax. Буру использовали как плавень — для пайки золота и серебра, для придания легкоплавкости глазури и стеклу. В начале XVIII века из буры было получено вещество, которое позднее стали называть борной кислотой. В 1808 году французские химики Л. Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар и опоздавший на 9 дней английский химик Г. Дэви сообщили об открытии элемента. Они получили его прокаливанием борной кислоты с металлическим калием, который незадолго перед этим был открыт Дэви. Французские химики дали название элементу бор, а Дэви — борон (лат. Boron), последнее сохранилось в английском языке.

Нахождение в природе: в природе бор в свободном виде не встречается. Важнейшие минералы: бура — Na2B4O7·10h3O (тетраборат натрия (Na)), кернит — Na2B4O7·4h3O и другие природные бораты, сассолин (борная кислота) — h4BO3. Соединения бора (бораты, боросиликаты, бороаммосиликаты), часто в небольших концентрациях, входят в состав вулканических и осадочных пород. Присутствует в воде озер (особенно горьких) и морей. Содержание бора в земной коре 1·10–3 % по массе (28-е место), в воде океанов 4,41·10–4 % (4,4 мг/л).

Получение: в промышленности из природных боратов сплавлением с содой получают буру. При обработке природных минералов бора серной кислотой образуется борная кислота. Из борной кислоты (h4BO3) прокаливанием получают оксид B2O3, а затем его или буру восстанавливают активными металлами (магнием (Mg) или натрием (Na)) до свободного бора:

B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B,

2Na2B4O7 + 3Na = B + 7NaBO2.

При этом в виде серого порошка образуется аморфный бор. Кристаллический бор высокой чистоты можно получить перекристаллизацией, но в промышленности его чаще получают электролизом расплавленных фтороборатов или термическим разложением паров бромида бора BBr3 на раскаленной до 1000-1500°C танталовой проволоке в присутствии водорода:

2BBr3 + 3h3 = 2B + 6HBr,

Возможно также использование крекинга бороводородов:

В4h20 = 4B + 5h3.

Применение: бор находит применение в виде добавки при получении коррозионно-устойчивых и жаропрочных сплавов. Поверхностное насыщение стальных деталей бором (борирование) повышает их механические и антикоррозийные свойства. Карбиды бора (В4С и В13С2) обладают высокой твердостью, это — хорошие абразивные материалы. Ранее их широко использовали для изготовления сверл, применяемых зубными врачами (отсюда название бормашина).

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Сам бор и его соединения — нитрид BN и другие — используются как полупроводниковые материалы и диэлектрики. Газообразный BF используют в счетчиках тепловых нейтронов.

Бор (его нуклид 10В) характеризуется высоким эффективным сечением захвата тепловых нейтронов (3·10–25 м2):

105B + 10 n 42He + 73Li

Важно, что при этой ядерной реакции возникают только стабильные ядра. Поэтому чистый бор и, особенно, его сплавы применяют в виде поглощающих нейтроны материалов при изготовлении регулирующих стержней для ядерных реакторов, замедляющих или прекращающих реакции деления.

Около 50% природных и искусственных соединений бора используют при производстве стекол (так называемые боросиликатные стекла), около 30% — при производстве моющих средств. Наконец, примерно 4-5% соединений бора расходуется при производстве эмалей, глазурей, металлургических флюсов.

В медицине бура и борная кислота (в виде водно-спиртовых растворов) находят применение как антисептические средства. В быту буру или борную кислоту используют для уничтожения бытовых насекомых, в частности, тараканов (бура, попадая в органы пищеварения таракана, кристаллизуется, и образовавшиеся острые игольчатые кристаллы разрушают ткани этих органов).

Биологическая роль: бор — важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений.

Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33-1)·10–4 % бора, в костной ткани — (1,1-3,3)·10–4 %,в крови — 0,13 мг/л. Ежедневно с пищей человек получает 1-3 мг бора. Токсичная доза — 4 г.

www.konspektov.net

Кислородные соединения фосфора

Оксиды фосфора

Р₂О₃ — оксид фосфора (III)

При обычной температуре — белая воскообразная масса с т. пл. 23,5’С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р₄О₆.

Способ получения

Р₂О₃ образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Химические свойства

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

2Р₂О₃ + 6Н₂О = РН₃ + ЗH₃PO₄

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + Н₂О

1. Окисление кислородом воздуха:

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅

2. Окисление галогенами:

Р₂О₃ + 2Cl₂ + 5Н₂О = 4HCl + 2H₃PO₄

Р₂О₅ — оксид фосфора (V)

При обычной температуре — белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р₄О₁₀. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Химические свойства

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р₂О₅ + Н₂О = 2HPO₃ метафосфорная

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфориая (дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄ ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р₂О₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

Р₂О₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + Н₂О

Р₂О₅ + 2NaOH = 2NaH₂PO₄ + Н₂О

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р₂О₅ + 2HNО₃ = 2HPO₃ + N₂О₅

Р₂О₅ + 2НСlО₄ = 2HPO₃ + Сl₂О₇

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

H₃PO₄ — фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н₂[НРО₃]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р₂О₃ в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl₃ + ЗН₂О = Н₂[НРО₃] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2Н₂[НРО₃] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H₃PO₃ — бесцветные кристаллы с т. пл. 74°С, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно — и двухзамещенные фосфиты, например:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

Кислота и ее соли — очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H₂SО₄ конц., К₂Сr₂O₂), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H₃PO₃ + 2AgNO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + 2Ag↓ + 2HNO₃

H₃PO₃ + Cl₂ + Н₂О = H₃PO₄ + 2HCl

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

H₃PO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + Н₂

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н₃РO₃ = ЗН₃РO₄ + РН₃

Фосфиты — соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

Примеры: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н₃РO₄ — ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н₃РO₄ → Н⁺ + Н₂РO₄^—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Н₂РO₄^— → Н⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н₃РO₄ служит природный фосфат Са₃(РO₄)₂:

I. 3-стадийный синтез:

Са₃(РO₄)₂ → Р → Р₂O₅ → Н₃РO₄

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO₃ + 2Н₂О = ЗН₃РO₄ + 5NO↑

Химические свойства

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Примеры реакций:

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3h3t

2Н₃РO₄ + ЗСаО = Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + ЗН₂О

Н₃РO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О

Н₃РO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О

Н₃РO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃РO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂HPO₄

В отличие от аниона NO₃^— в азотной кислоте, анион РO₄^3- окисляющим действием не обладает.

Реактивом для обнаружения анионов РO₄^3- (а также НРO₄^2- , Н₂РO₄^—) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg⁺ + РO₄^3- = Аg₃РO₄↓

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров — нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н₃РO₄ как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Название	Анион соли	Растворимость в воде	Примеры солей
Фосфаты	PO43-	большинство нерастворимо (кроме фосфатов щелочных Me и аммония)	Na3РO4; Са3(РO4)2
Гидрофосфаты	HPO42-	растворимы	Na2НРO4; СаНРО4
Дигидрофосфаты	Н2РO4—	очень хорошо растворимы	NaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

1. Фосфоритная мука — тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са₃(РO₄)₂

2. Простой суперфосфат — Са₃(РO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Са(Н₂РO₄)₂ + 2CaSO₄

3. Двойной суперфосфат — Са₃(РO₄)₂ + 4Н₃РO₄ = ЗСа(Н₂РO₄)₂

4. Преципитат — Са(ОН)₂ + Н₃РO₄ = СаНРO₄ + 2Н₂О

5. Аммофос — NH₃ + Н₃РO₄ = NH₄Н₂РO₄;

2NH₃ + Н₃РO₄ = (NH₄)₂HРO₄

6. Аммофоска — Аммофос + KNO₃

examchemistry.com

N2O3 какой это оксид

Оксид азота (III) очень неустойчивое соединение. Существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии (температура плавления ) это вещество окрашено в ярко-синий цвет; выше оно разлагается:

   

Молекула плоская и состоит из фрагментов с непрочной (0,186 нм) связью. Твердый — ионное соединение .
В отличие от и оксид азота (III) – типичный кислотный оксид (N2O3 какой это оксид), в ледяной воде он растворяется с образованием голубого раствора азотистой кислоты:

   

При взаимодействии с щелочными растворами количественно превращается в нитриты:

   

В сильнокислой среде происходит гетеролитический распад связи в результате этого образуются соли нитрозония:

   

При охлаждении до эквимолярной смеси оксидов и , образующейся при восстановлении 50%-ной оксидом мышьяка (III) или крахмалом, конденсируется :

   

   

ru.solverbook.com