NaHCO3 + P = Na + H3PO4 + H2O + CO2 - Balanser kemijske jednadžbe

Zaklada Wikimedia. 2010.

  • Molibden fosfid
  • Srebrni fosfid

Pogledajte što je "natrijev fosfid" u drugim rječnicima:

Natrijevi fosfati - Poznati su sljedeći natrijevi fosfati: Natrijev dihidrogen fosfat NaH2PO4 Natrijev hidrogenfosfat Na2HPO4 Natrijev fosfat Na3PO4 Primjena Koristi se za puferske otopine za razne svrhe, kao emulgatori u prehrambenoj industriji... Wikipedia

Zlato (I) fosfid - Općenito Sustavno ime Zlato (I) fosfid Tradicionalni nazivi zlato fosfid Kemijska formula Au3P Fizička svojstva Država (... Wikipedia

Krom fosfid - Općenito Sustavno ime Krom fosfid Tradicionalna imena Krom fosfid Kemijska formula CrP Fizička svojstva Država (s... Wikipedia

Dimarganov fosfid - Općenito Sustavno ime Dimarganov fosfid Tradicionalna imena Manganov fosfid Kemijska formula Mn2P Fizička svojstva Država... Wikipedia

Manganov fosfid - Općenito Sustavno ime Manganov fosfid Tradicionalni nazivi Manganov fosfid Kemijska formula MnP Fizička svojstva Država (... Wikipedia

Trimanganov fosfid - općenito sustavno ime Trimanganov fosfid Tradicionalna imena mangan-fosfid Kemijska formula Mn3P Fizička svojstva sastoje se od... Wikipedia

Bor fosfid - Općenito Sustavno ime Bor fosfid Tradicionalni nazivi Bor fosfid Kemijska formula BP Fizička svojstva Država (st. & #… Wikipedia

Trimolibden fosfid - Općenito Sustavno ime Trimolibden fosfid Tradicionalna imena Molibden fosfid Kemijska formula Mo3P Fizička svojstva Sos... Wikipedia

Dimedium fosfid - Općenito Sustavno ime Dimedium fosfid Tradicionalni nazivi Bakreni fosfid Kemijska formula Cu2P Fizička svojstva Država (... Wikipedia

Molibden fosfid - Općenito Sustavno ime Molibden fosfid Tradicionalna imena Molibden fosfid Kemijska formula MoP Fizička svojstva Država (... Wikipedia

Makronutrijenti natrij i fosfor - uloga u tijelu

Autor Handmade-Paradise Objavljeno 15.02.2019 Ažurirano 11.11.2019

Makronutrijenti natrij i fosfor, čija je uloga u tijelu velika, jamče održavanje normalne dobrobiti i funkcioniranje tijela kao jedinstvenog sustava. Shvatimo koje su točno te tvari važne za ljude i u kojim količinama ih treba dnevno unositi. Postizanje zdravog unosa natrija i fosfora važno je kako biste se osjećali sjajno.

Koja je uloga natrija u tijelu?

Koja je uloga natrija u tijelu? Glavna svrha ovog elementa je održavanje tjelesne ravnoteže vode i soli na staničnoj razini. Osim toga, natrij pridonosi normalizaciji neuromuskularne aktivnosti i pravilnom funkcioniranju bubrega. Istodobno, uz pomoć ove tvari moguće je sačuvati mineralne tvari u krvi u potrebnoj količini..

Savjet! Potreba za održavanjem odgovarajuće razine natrija posebno je akutna za aktivne ljude i sportaše. To se objašnjava činjenicom da element izlazi iz znoja. Drugim riječima, tijelo neprestano mora obnavljati količinu natrija. Kao rezultat toga, morate nadoknaditi sadržaj tvari uz pomoć prehrambenih proizvoda koji sadrže taj element, kao i raznih aditiva za hranu, ako je potrebno..

Mnogi ljudi znaju da je glavni i najjednostavniji izvor natrija uobičajena kuhinjska sol. Međutim, imajte na umu da ovaj proizvod nije najkorisniji za tijelo. Ako je moguće, kuhinjsku sol morate zamijeniti morskim ili visokokvalitetnim umakom od soje. Izvrsna opcija koja sadrži natrij je razna slana hrana, poput konzerviranog mesa, kiselih krastavaca, kiselog kupusa, mesnih juha itd. Natrij se u prilično velikim količinama nalazi u raženom kruhu, govedini, mlijeku, pilećim jajima i tvrdim sirevima.

Bilješka! Dnevna potreba čovjeka za natrijem je 0,8-1 grama. Uz značajan fizički napor, ovu količinu treba povećati na 2-3 grama. Za djecu je dnevni unos do 0,3 grama..

Ako vas zanima što je točno natrij koristan za tijelo, u kojim je namirnicama sadržan i općenito da biste saznali više o makronutrijentu, tada biste se trebali upoznati s podacima na https://ydoo.info/micro/natriy.html.

Koji je makronutrijent fosfor važan za ljude?

Koji je važan makronutrijent fosfor za ljude? Teško je podcijeniti njegove prednosti. Fosfor je neophodan za rast. Odgovorno je za održavanje normalnog stanja kostiju i zuba, a omogućuje održavanje izvrsne mišićne i mentalne aktivnosti. Učinak fosfora na tijelo tu ne završava:

  1. Tvar potiče rast stanica.
  2. Bez toga je nemoguć punopravni rad mišića, bubrega, a također i kardiovaskularnog sustava..
  3. Element uspijeva održavati ispravan metabolizam.
  4. Makronutrijent je neophodan za sintezu enzima, stvaranje aktivnih oblika vitamina.

Savjet! Da bi se postigao najbolji učinak fosfora na ljudsko tijelo, mora se unositi zajedno s kalcijem. Optimalan omjer je 1: 2. Blagotvoran učinak imat će i kombinacija s vitaminom D. Slična ravnoteža tri hranjive tvari primjećuje se u masnom svježem siru i lješnjacima..

I višak i nedostatak fosfora štetni su za ljudsko tijelo. Da biste saznali simptomatologiju obje situacije, vrijedi pročitati informacije dostupne na https://ydoo.info/micro/fosfor.html. Ne zaboravite da su glavni izvori fosfora meso, riba i žitarice.

Bilješka! Dnevna stopa fosfora u tijelu odrasle osobe iznosi 1500-1700 mg. Za dijete dnevno potrebna doza makronutrijenta je 1300-2500 mg.

Fosfor. Kemija fosfora i njegovih spojeva

Fosfor

Položaj u periodnom sustavu kemijskih elemenata

Fosfor se nalazi u glavnoj podskupini skupine V (ili u skupini 15 u modernom obliku PSCE) i u trećem razdoblju periodičnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

Elektronička struktura fosfora

Elektronička konfiguracija fosfora u osnovnom stanju:

Atom fosfora sadrži 3 nesparena elektrona na vanjskoj razini energije i jedan usamljeni elektronski par u osnovnom energetskom stanju. Prema tome, atom fosfora može stvoriti 3 veze mehanizmom izmjene. Međutim, za razliku od dušika, zbog upražnjene 3d orbitale, atom fosfora može preći u pobuđeno energetsko stanje.

Elektronička konfiguracija fosfora u pobuđenom stanju:

U tom se slučaju jedan elektron iz usamljenog elektronskog para u 3s orbitali prenosi na 3d orbitalu. Atom fosfora u pobuđenom energetskom stanju karakterizira valencija V.

Dakle, maksimalna valencija fosfora u spojevima je V (za razliku od dušika). Također, karakteristična valencija fosfora u spojevima - III.

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

Fizička svojstva i boravak u prirodi

Fosfor tvori razne jednostavne tvari (alotropne preinake).

Bijeli fosfor tvar je sastava P4. Mekan, bezbojan, otrovan, ima karakterističan miris češnjaka. Molekularna kristalna rešetka, i prema tome, nisko talište (44 ° C), velika hlapljivost. Vrlo reaktivan, samozapaljiv u zraku.

Crveni fosfor je modifikacija s atomskom kristalnom rešetkom. Formula crvenog fosfora Pn, to je polimer složene strukture. Čvrsta, bez mirisa, crvenkasto-smeđe boje, nije otrovna. Mnogo je stabilnija modifikacija od bijelog fosfora. Ne svijetli u mraku. Nastaje od bijelog fosfora pri t = 250-300 o S bez pristupa zraku.

Crni fosfor najstabilniji je termodinamički i kemijski najmanje aktivan oblik elementarnog fosfora. Crni fosfor je crna tvar metalnog sjaja, masna na dodir i vrlo slična grafitu, potpuno netopiva u vodi ili organskim otapalima.

Poznate su i modifikacije poput žutog fosfora i metalnog fosfora. Žuti fosfor je nerafinirani bijeli fosfor. Pod vrlo visokim tlakom fosfor se pretvara u novu modifikaciju - metalni fosfor, koji vrlo dobro provodi električnu struju.

U prirodi se fosfor nalazi samo u obliku spojeva. To su uglavnom apatiti (na primjer Ca3(PO4)2), fosforiti itd. Fosfor je dio najvažnijih bioloških spojeva - fosfolipida.

Spojevi fosfora

Tipični fosforni spojevi:

Stanje oksidacijeTipične veze
+petfosfor (V) oksid P2Opet

ortofosforna kiselina H3PO4

metafosforna kiselina HPO3

Halogenidi: POCl3, PClpet

+3Fosfor (III) oksid P2O3

Halogenidi: PCl3

+1Hipofosforna kiselina H3PO2

Soli hipofosforne kiseline - hipofosfiti:

MeH2PO2

-3Fosfin PH3

Fosfidi metala MeP

Metode dobivanja fosfora

1. Bijeli fosfor dobiva se iz prirodnih fosfata kalciniranjem koksom i pijeskom u električnoj peći:

2. Umjesto fosfata, možete koristiti druge anorganske spojeve fosfora, na primjer, metafosfornu kiselinu.

4HPO3 + 10C → str4 + 2H2O + 10 CO

3. Crveni i crni fosfor dobiva se iz bijelog fosfora.

Kemijska svojstva fosfora

U normalnim uvjetima fosfor je prilično reaktivan..

1. Fosfor pokazuje svojstva oksidirajućeg sredstva (s elementima smještenim ispod i slijeva u Periodnom sustavu) i svojstva redukcijskog sredstva (s elementima koji se nalaze iznad i s desne strane). Stoga fosfor reagira s metalima i nemetalima.

1.1. Pri interakciji s kisikom u zraku nastaju oksidi - anhidridi odgovarajućih kiselina:

1.2. Kada fosfor reagira s halogenima, halogenidi nastaju s općom formulom PHal3 i PHalpet:

1.3. Kada fosfor stupi u interakciju sa sumporom, nastaju sulfidi:

1.4. U interakciji s metalima, fosfor pokazuje svojstva oksidacijskog sredstva, proizvodi reakcije nazivaju se fosfidi.

Na primjer, kalcij i magnezij reagiraju s fosforom stvarajući kalcij i magnezij fosfide:

Sljedeći primjer: natrij reagira s fosforom dajući natrijev fosfid:

P + 3Na → Na3Str

1.5. Fosfor ne stupa izravno u interakciju s vodikom.

2. Fosfor reagira sa složenim tvarima, pokazujući oksidacijska i redukcijska svojstva. Fosfor je nesrazmjeran u interakciji s određenim tvarima.

2.1. U interakciji s oksidansima, fosfor se oksidira u fosfor (V) oksid ili u fosfornu kiselinu.

Na primjer, dušična kiselina oksidira fosfor u fosfornu kiselinu:

Sumporna kiselina također oksidira fosfor:

Spojevi klora poput Bertholletove soli također oksidiraju fosfor:

Neki jaki oksidirajući metali oksidiraju i fosfor. Na primjer, srebrni (I) oksid:

2.2. Kad se otopi u lužinama, fosfor se proporcionalno razgrađuje s hipofosfitom i fosfinom.

Na primjer, fosfor reagira s kalijevim hidroksidom:

Ili s kalcijevim hidroksidom:

Fosfin

Molekularna struktura i fizikalna svojstva

Fosfin PH3 Je binarni spoj vodika s fosforom, odnosi se na hlapive spojeve vodika. Prema tome, fosfin je plin neugodnog mirisa, bezbojan, slabo topiv u vodi, kemijski nestabilan i otrovan. Između molekula fosfina ne stvaraju se vodikove veze. Čvrsto stanje ima molekularnu kristalnu rešetku.

Geometrijski oblik molekule fosfina sličan je strukturi amonijaka - pravilne trokutaste piramide. Ali kut veze H-P-H manji je od kuta H-N-H u amonijaku i iznosi 93,5 o.

Na atomu fosfora u fosfinu, usamljeni elektronski par ostaje na vanjskoj razini energije. Ovaj elektronski par ima značajan utjecaj na svojstva fosfina kao i na njegovu strukturu. Elektronička struktura fosfina je tetraedar, s atomom fosfora u središtu.

Metode dobivanja fosfina

U laboratoriju se fosfin dobiva vodenom ili kiselom hidrolizom fosfida - binarnih spojeva fosfora i metala.

Na primjer, fosfin nastaje vodenom hidrolizom kalcijevog fosfida:

Ili s kiselinskom hidrolizom, na primjer, magnezijevim fosfidom u klorovodičnoj kiselini:

Druga laboratorijska metoda za proizvodnju fosfina je nesrazmjer fosfora u lužinama.

Na primjer, fosfor reagira s kalijevim hidroksidom stvarajući kalijev hipofosfit i fosfin:

Kemijska svojstva fosfina

1. U vodenoj otopini fosfin pokazuje vrlo slaba osnovna svojstva (zbog usamljenog elektronskog para). Uzimajući proton (H + ion), on se pretvara u fosfonijev ion. Osnovna svojstva fosfina mnogo su slabija od svojstava amonijaka. Manifest u interakciji s bezvodnim kiselinama.

Na primjer, fosfin reagira s jodovodičnom kiselinom:

Soli fosfonija su nestabilne, lako se hidroliziraju.

2. Fosfin PH3 - jako redukcijsko sredstvo zbog fosfora u oksidacijskom stanju -3. Spontano samozapaljivanje u zraku:

3. Kao jako redukcijsko sredstvo, fosfin se lako oksidira oksidacijskim sredstvima..

Na primjer, dušična kiselina oksidira fosfin. U ovom slučaju, fosfor prelazi u +5 vrijednost oksidacije i stvara fosfornu kiselinu.

Sumporna kiselina također oksidira fosfin:

Ostali fosforni spojevi također reagiraju s fosfinom, s višim stupnjem oksidacije fosfora.

Na primjer, fosfor (III) klorid oksidira fosfin:

2PH3 + 2kom3 → 4P + 6HCl

Fosfidi

Fosfidi su binarni spojevi fosfora i metala ili nekih nemetala.

Metode dobivanja fosfida

Fosfidi se dobivaju interakcijom fosfora s metalima. U ovom slučaju fosfor pokazuje svojstva oksidirajućeg sredstva.

Na primjer, fosfor ulazi u interakciju s magnezijem i kalcijem:

Fosfor djeluje s natrijem:

P + 3Na → Na3Str

Kemijska svojstva fosfida

1. Fosfidi se vodom ili kiselinama lako razgrađuju i stvaraju fosfin.

Na primjer, kalcijev fosfid se razgrađuje vodom:

Magnezijev fosfid se razgrađuje klorovodičnom kiselinom:

2. Metalni fosfidi pokazuju snažna redukcijska svojstva zbog fosfora u oksidacijskom stanju -3.

Fosforni oksidi

Dušikovih oksidaBojaFazaOksidna priroda
Str2O3 Fosfor (III) oksid, anhidrid fosforabijelasolidankiselina
Str2Opet Fosfor (V) oksid, anhidrid fosforne kiselinebijelasolidankiselina

Fosfor (III) oksid

Fosfor (III) oksid je kiseli oksid. Bijeli kristali u normalnim uvjetima. Parovi su sastavljeni od molekula P4O6.

Fosfor (III) oksid može se dobiti oksidacijom fosfora s nedostatkom kisika:

Kemijska svojstva fosfor (III) oksida:

Fosfor (III) oksid vrlo je toksičan i nestabilan. Za P.2O3 (Str4O6) postoje dvije vrste reakcija.

1. Budući da fosfor u fosfornom (III) oksidu pokazuje srednje oksidacijsko stanje, on sudjeluje u redoks procesima, povećavajući ili smanjujući oksidacijsko stanje atoma fosfora. Karakteristično za P2O3 reakcije disproporcije.

Na primjer, fosfor (III) oksid nesrazmjerno u vrućoj vodi:

2. Pri interakciji s oksidansima P2O3 pokazuje svojstva redukcijskog sredstva.

Na primjer, N2O se oksidira kisikom:

3. S druge strane, P2OKO3 pokazuje svojstva kiselog oksida (anhidrid fosforne kiseline), koji u interakciji s vodom stvara fosfornu kiselinu:

a s lužinama - uz stvaranje soli (fosfita):

Fosfor (V) oksid

Fosfor (V) oksid je kiseli oksid. U normalnim uvjetima stvara bijele kristale. U parovima se sastoji od molekula P4Hdeset. Vrlo higroskopno (koristi se kao sredstvo za sušenje plinova i tekućina).

Metode dobivanja. Fosfor (V) oksid dobiva se sagorijevanjem fosfora u suvišku kisika.

Kemijska svojstva.

1. Fosfor (V) oksid vrlo je higroskopna tvar koja se koristi za sušenje plinova. Posjedujući visok afinitet za vodu, fosfor (V) oksid dehidrira anorganske i organske kiseline u anhidride.

Na primjer, fosfor (V) oksid dehidrira sumpornu, dušičnu i octenu kiselinu:

2. Anhidrid fosforne kiseline tipični je kiseli oksid koji reagira s vodom dajući fosforne kiseline:

Ovisno o količini vode i o drugim uvjetima, stvaraju se metafosforne, orto-fosforne ili piro-fosforne kiseline:

Video iskustvo interakcije fosfornog oksida s vodom možete pogledati ovdje.

3. Kao kiseli oksid, fosfor (V) oksid stupa u interakciju s osnovnim oksidima i bazama.

Na primjer, fosfor (V) oksid stupa u interakciju s natrijevim hidroksidom. U tom slučaju nastaju srednje ili kisele soli:

Još jedan primjer: fosforov oksid stupa u interakciju s barijevim oksidom (kada se stapa):

Fosforna kiselina

Molekularna struktura i fizikalna svojstva

Fosfor u +5 oksidacijskom stanju tvori nekoliko kiselina: orto-fosfornu H3PO4, meta-fosfor HPO3, piro-fosforni H4Str2O7.

Fosforna kiselina H3PO4 Je kiselina srednje jačine, trobazna, jaka i hlapljiva. U normalnim uvjetima fosforna kiselina je čvrsta, lako topiva u vodi i higroskopna.

Valencija fosfora u fosfornoj kiselini je V.

Na temperaturama iznad +213 ° C, ortofosforna kiselina prelazi u pirofosfornu kiselinu H4Str2O7.

Kada viši fosforov oksid stupi u interakciju s vodom na hladnoći, nastaje metafosforna kiselina HPO3, što je prozirna staklasta masa.

Metode dobivanja

Najpraktičnija fosforna kiselina je ortofosforna kiselina.

1. Orto-fosforna kiselina može se dobiti interakcijom fosfornog (V) oksida s vodom:

2. Drugi način dobivanja fosforne kiseline je istiskivanje fosforne kiseline iz soli (fosfati, hidrogenfosfati i dihidrogen fosfati) pod djelovanjem jačih kiselina (sumporne, dušične, klorovodične itd.).

Industrijska metoda za proizvodnju fosforne kiseline, obrada fosforita koncentriranom sumpornom kiselinom:

3. Fosforna kiselina se također može dobiti nasilnom oksidacijom spojeva fosfora u vodenoj otopini u prisutnosti kiselina.

Na primjer, koncentrirana dušična kiselina oksidira fosfor u fosfornu kiselinu:

Kemijska svojstva

Fosforna kiselina je kiselina srednje jačine (slaba u drugoj i trećoj fazi).

1. Fosforna kiselina djelomično i postepeno disocira u vodenoj otopini.

HPO4 2– ⇄ H + + PO4 3–

2. Fosforna kiselina reagira s osnovnim oksidima, bazama, amfoternim oksidima i amfoternim hidroksidima.

Na primjer, fosforna kiselina stupa u interakciju s magnezijevim oksidom:

Drugi primjer: kada fosforna kiselina stupi u interakciju s kalijevim hidroksidom, nastaju fosfati, hidrofosfati ili dihidrogen fosfati:

3. Fosforna kiselina istiskuje slabije kiseline iz njihovih soli (karbonati, sulfidi itd.). Također, fosforna kiselina ulazi u reakcije razmjene sa solima.

Na primjer, fosforna kiselina stupa u interakciju s natrijevim bikarbonatom:

4. Pri zagrijavanju H3PO4 do 200 ° C iz nje se cijepi molekula vode stvaranjem pirofosforne kiseline H2Str2O7:

5. Fosforna kiselina komunicira s metalima koji se nalaze u opsegu aktivnosti metala na vodik. Tako nastaju sol i vodik.

Na primjer, fosforna kiselina reagira s magnezijem:

Fosforna kiselina također u interakciji s amonijakom stvara amonijeve soli:

7. Kvalitativna reakcija na fosfatne ione i fosfornu kiselinu - interakcija sa srebrnim nitratom. To stvara svijetložuti talog srebrnog fosfata:

Video iskustvo interakcije natrijevog fosfata i srebrovog nitrata u otopini (kvalitativna reakcija na fosfatni ion) možete pogledati ovdje.

Fosforna kiselina

Fosforna kiselina H3PO3 Je dvobazna kiselina koja sadrži kisik. U normalnim uvjetima, bezbojna kristalna tvar, lako topljiva u vodi.

Valencija fosfora u fosfornoj kiselini je V, a oksidacijsko stanje +3.

Dobivanje fosforne kiseline.

Fosforna kiselina može se dobiti hidrolizom fosfornih (III) halogenida.

Na primjer, hidrolizom fosfor (III) klorida:

Fosforna kiselina može se dobiti i interakcijom fosfor (III) oksida s vodom:

Kemijska svojstva.

1. Fosforna kiselina H3PO3 u vodenoj otopini - dvobazna kiselina srednje jačine. Reagira s bazama stvarajući fosfitne soli.

Na primjer, u interakciji s natrijevim hidroksidom, fosforna kiselina stvara natrijev fosfit:

2. Zagrijavanjem, fosforna kiselina se razlaže na fosfin (P-3) i fosfornu kiselinu (P +5):

3. Zbog fosfora u oksidacijskom stanju +3, fosforna kiselina pokazuje redukcijska svojstva.

Na primjer, H3PO3 oksidira kalijevim permanganatom u kiselom okolišu:

Drugi primjer: fosforna kiselina oksidira se spojevima žive (II):

Soli fosforne kiseline - fosfati

Fosforna kiselina tvori različite vrste soli: srednje - fosfati, kisele - vodikovi fosfati, dihidrogen fosfati.

1. Kvalitativna reakcija na fosfate - interakcija sa srebrnim nitratom. Tako nastaje žuti talog srebrnog fosfata.

2. Netopljivi fosfati se otapaju pod djelovanjem jakih kiselina ili pod djelovanjem fosforne kiseline.

Na primjer, kalcijev fosfat reagira s fosfornom kiselinom dajući kalcijev dihidrogen fosfat:

Kalcijev fosfat se otapa djelovanjem sumporne kiseline:

3. Zbog fosfora s oksidacijskim stanjem od +5, fosfati pokazuju slaba oksidacijska svojstva i mogu komunicirati s redukcijskim sredstvima.

Na primjer, kalcijev fosfat, kada fuzijom reagira s ugljikom, stvarajući kalcijev fosfid i ugljični monoksid:

Kalcijev fosfat se također reducira fuzijom s aluminijom:

4. Hidrofosfati mogu komunicirati i s jačim kiselinama i s lužinama. Pod djelovanjem fosforne kiseline hidrofosfati se pretvaraju u dihidrogen fosfate.

Na primjer, kalij hidrogen fosfat reagira s fosfornom kiselinom dajući kalijev dihidrogen fosfat:

Pod djelovanjem kaustičnog kalija, kalijev hidrogenfosfat tvori prosječniju sol - kalijev fosfat:

5. Dihidrogen fosfati mogu komunicirati s jačim kiselinama i lužinama, ali ne reagiraju s fosfornom kiselinom.

Na primjer, natrijev dihidrogen fosfat reagira s viškom natrijevog hidroksida dajući fosfat:

Fosfor

Karakterizacija elementa fosfor

Fosfor je element 3. razdoblja i VA-skupina Periodnog sustava, serijski broj 15. Elektronička formula atoma [desetNe] 3s 2 3p 3, stabilno oksidacijsko stanje u + V spojevima.

Skala oksidacije fosfora:

Elektronegativnost fosfora (2,32) znatno je niža od one tipičnih nemetala i nešto veća od one vodika. Stvara razne kiseline, soli i binarne spojeve koji sadrže kisik, pokazuje nemetalna (kisela) svojstva. Većina fosfata je netopiva u vodi.

U prirodi je trinaesti element u kemijskoj zastupljenosti (šesti među nemetalima), nalazi se samo u kemijski vezanom obliku. Vitalni element.

Nedostatak fosfora u tlu nadoknađuje se unošenjem fosfornih gnojiva - uglavnom superfosfata.

Alotropne modifikacije fosfora

Crveni i bijeli fosfor R. Poznato je nekoliko alotropnih oblika fosfora u slobodnom obliku, glavni su bijeli fosfor P4 i crveni fosfor Pn. U jednadžbama reakcija alotropni su oblici predstavljeni kao P (crveni) i P (bel.).

Crveni fosfor sastoji se od molekula polimera Pn različite duljine. Amorfan, polako se pretvara u bijeli fosfor na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije na 416 ° C, sublimira (kada se para hladi, bijeli fosfor se kondenzira). Netopiv u organskim otapalima. Kemijska aktivnost manja je od aktivnosti bijelog fosfora. Svjetli na zraku samo kad se zagrije.

Koristi se kao reagens (sigurniji od bijelog fosfora) u anorganskoj sintezi, punilo za žarulje sa žarnom niti, komponenta rasipajuće kutije u proizvodnji šibica. Nije otrovno.

Bijeli fosfor sastoji se od molekula P4. Mekan poput voska (izrezan nožem). Topi se i ključa bez razgradnje (tmn 44,14 ° C, tbala 287,3 ° C, p 1,82 g / cm3). Oksidira u zraku (zeleni sjaj u mraku), s velikom masom moguće je spontano paljenje. U posebnim uvjetima pretvara se u crveni fosfor. Dobro se otopimo u benzenu, eterima, ugljikovom disulfidu. Ne reagira s vodom, čuva se pod slojem vode. Izuzetno je reaktivan. Pokazuje redoks svojstva. Obnavlja plemenite metale iz otopina njihovih soli.

Koristi se u proizvodnji H3P04 i crveni fosfor, kao reagens u organskim sintezama, kao deoksidizator za legure, kao zapaljiva tvar. Gori fosfor treba ugasiti pijeskom (ali ne i vodom!). Izuzetno otrovno.

Jednadžbe najvažnijih reakcija fosfora:

Proizvodnja fosfora u industriji

- redukcija fosforita vrućom koksom (pijesak se dodaje da veže kalcij):

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

Para fosfora se hladi i dobiva se čvrsti bijeli fosfor..

Crveni fosfor priprema se od bijelog fosfora (vidi gore), ovisno o uvjetima, stupnju polimerizacije n (Pn) mogu biti različiti.

Spojevi fosfora

Fosfin RN3. Binarni spoj, oksidacijsko stanje fosfora je - III. Bezbojni plin s neugodnim mirisom. Molekula ima strukturu nepotpunog tetraedra [: P (H)3] (sp 3 -hibridizacija). Lako je topljiv u vodi, s njom ne reagira (za razliku od NH3). Snažno redukcijsko sredstvo, gori na zraku, oksidira u HNO3 (konc.). Pridružuje se HI. Koristi se za sintezu organofosfornih spojeva. Jako otrovno.

Jednadžbe najvažnijih reakcija fosfina:

Dobivanje fosfina u laboratoriju:

CasP2 + 6HCl (razr.) = ZSaSl + 2RNz

Fosfor (V) oksid P2Opet. Kiseli oksid. Bijela, termički stabilna. U čvrstom i plinovitom stanju dimer P4OKOdeset sa strukturom od četiri tetraedra [O = P (O)3], spojena s tri vrha (P - O-P). Na vrlo visokim temperaturama monomerizira do P2Opet. Tu je i staklasti polimer (P20pet)Str. Izuzetno je higroskopan, energično reagira s vodom i lužinama. Obnovljen bijelim fosforom. Uklanja vodu iz kisikovih kiselina.

Koristi se kao vrlo učinkovito sredstvo za dehidraciju za sušenje krutina, tekućina i plinskih smjesa, reagens u proizvodnji fosfatnih stakla, katalizator za polimerizaciju alkena. Otrovno.

Jednadžbe najvažnijih reakcija fosfornog oksida +5:

Dobivanje: izgaranje fosfora u suvišnom suhom zraku.

Fosforna kiselina H3P04. Okso kiselina. Bijela tvar, higroskopna, konačni produkt interakcije P2Opet s vodom. Molekula ima strukturu iskrivljenog tetraedra [P (O) (OH)3] (sr 3 -hibridizacija), sadrži kovalentne σ-veze R - ON i σ, π-veze R = O. Topi se bez razgradnje, raspada se daljnjim zagrijavanjem. Dobro se otapa u vodi (548 g / 100 g H20). Slaba kiselina u otopini, neutralizirana lužinama, ne u potpunosti amonijakovim hidratom. Reagira s tipičnim metalima. Ulazi u reakcije izmjene iona.

Kvalitativna reakcija je taloženje žutog taloga srebrnog (I) ortofosfata. Koristi se u proizvodnji mineralnih gnojiva, za bistrenje saharoze, kao katalizator u organskoj sintezi, kao komponenta antikorozivnih prevlaka na lijevanom željezu i čeliku..

Jednadžbe najvažnijih reakcija fosforne kiseline:

Proizvodnja fosforne kiseline u industriji:

kipuća fosforitna ruda u sumpornoj kiselini:

Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 (konc.) = 2N3RO4 + 3CaSO4

Natrijev ortofosfat Na3PO4. Oksosol. Bijela, higroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilna. Dobro se otopimo u vodi, hidrolizira anion, stvara jako alkalno okruženje u otopini. Reagira u otopini s cinkom i aluminijom.

Ulazi u reakcije izmjene iona.

Kvalitativna reakcija na RO ion4 3-

- stvaranje žutog taloga srebrnog ortofosfata (I).

Koristi se za uklanjanje "konstantne" tvrdoće slatke vode, kao komponenta deterdženata i fotodevelopera, kao reagens u sintezi gume. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Primanje: potpuna neutralizacija H3P04 natrijev hidroksid ili reakcijom:

Natrij hidrogen fosfat Na2HPO4. Kisela oksosalt. Bijela, raspada se bez topljenja na umjerenom zagrijavanju. Dobro se otopimo u vodi, hidrolizira anion. Reagira s H3P04 (konc.), neutralizirano lužinama. Ulazi u reakcije izmjene iona.

Kvalitativna reakcija na NRO ion4 2- - stvaranje žutog taloga srebrnog ortofosfata (I).

Koristi se kao emulgator u zgušnjavanju kravljeg mlijeka, komponenta pasterizatora hrane i fotobijelila.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Primanje: nepotpuna neutralizacija H3P04 natrijev hidroksid u razrijeđenoj otopini:

2NaOH + N3RO4 = Na2HPO4 + 2H2O

Natrij dihidrogen fosfat NaH2PO4. Kisela oksosalt. Bijela, higroskopna. Razlaže se bez topljenja na umjerenom zagrijavanju. Dobro topiv u vodi, anion H2P04 prolazi kroz reverzibilnu disocijaciju. Neutralizirano lužinama. Ulazi u reakcije izmjene iona.

Kvalitativna reakcija na ion H2P04 - stvaranje žutog taloga srebrnog ortofosfata (1).

Koristi se u proizvodnji stakla, za zaštitu čelika i lijevanog željeza od korozije, kao omekšivač vode.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Primanje: nepotpuna neutralizacija H3PO4 kaustična soda:

N3RO4 (konc.) + NaOH (razr.) = NaH2PO4 + H2O

Kalcijev ortofosfat Ca3 (PO4) 2 - oksosol. Bijela, vatrostalna, toplinski stabilna. Netopiv u vodi. Razgrađuje se koncentriranim kiselinama. Dobiva se koksom nakon fuzije. Glavna komponenta fosforitnih ruda (apatiti itd.).

Koristi se za dobivanje fosfora, u proizvodnji fosfatnih gnojiva (superfosfati), keramike i stakla, istaloženog praha - kao komponenta zubnih pasti i polimernih stabilizatora.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Fosfatna gnojiva

Smjesa Ca (H2P04)2 i CaS04 naziva se jednostavni superfosfat, Ca (H2P04)2 s primjesom CaHP04 - dvostruki superfosfat, biljke ih lako apsorbiraju prilikom hranjenja.

Najvrjednija gnojiva - amofos (sadrže dušik i fosfor), smjesa su soli amonijeve kiseline NH4H2PO4 i (NH4)2HPO4.

Fosfor (V) klorid PCI5. Binarna veza. Bijela, hlapljiva, toplinski nestabilna. Molekula ima trigonalnu bipiramidnu strukturu (sp 3 d hibridizacija). U čvrstom stanju, dimer P2Kldeset s ionskom strukturom RSl4+[RSl6] -. "Dimi" u vlažnom zraku. Vrlo reaktivan, potpuno hidroliziran vodom, reagira s lužinama. Obnovljen bijelim fosforom. Koristi se kao klorno sredstvo u organskoj sintezi. Otrovno.

Fosfor

Fosfor (grčki phos - svjetlost + phoros - nosač) kemijski je element koji pripada skupini V i razdoblju 3. Jednostavna žućkasta tvar, lako zapaljiva i svijetleća.

Osnovno i pobuđeno stanje fosfora

Pobuđivanjem atoma fosfora, elektroni na s-podrazini se uparivaju i prelaze na d-podnivo.

Prirodni spojevi

U prirodi se fosfor nalazi u sljedećim spojevima:

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

U industriji se fosfor dobiva stapanjem kalcijevog fosfata, pijeska i ugljena.

Kemijska aktivnost fosfora mnogo je veća od aktivnosti dušika. Aktivnost se određuje i alotropnom modifikacijom: najaktivniji je bijeli fosfor koji emitira vidljivu svjetlost zbog oksidacije kisika.

U tekućem i plinovitom stanju do 800 ° C, fosfor se sastoji od molekula P4. Iznad 800 ° C, molekule P4 raspadanje na P2.

    Reakcije s nemetalima

S nemetalima fosfor često djeluje kao redukcijsko i oksidacijsko sredstvo. Lako oksidira kisikom.

Na sličan se način događa interakcija fosfora i klora..

2P + 3Cl2 → 2kom3 (nedostatak klora)

2P + 5Cl2 → 2kompet (višak klora)

Reakcije s vodikom izuzetno su teške. Međutim, tijekom razgradnje metalnih fosfida može se dobiti otrovni plin - fosfin - kemijsko ratno sredstvo..

2P + 3Ca → Ca3Str2 (kalcijev fosfid)

Reakcija s vodom

Pri interakciji s vodom fosfor ulazi u reakciju disproporcije (tzv. Reakcije u kojima je ista tvar i oksidirajuće i reducirajuće sredstvo).

Reakcija s lužinama

Kad se fosfor doda u lužne otopine, također se javlja reakcija disproporcije.

Kad se šibice zapale, dolazi do reakcije između fosfora i soli bertolleta, koja djeluje kao oksidirajuće sredstvo.

Fosforov oksid V - P2Opet

Kiseli oksid čija para ima formulu P4Odeset. Čvrsti oksid karakterizira bijela boja.

Aktivno reagira s vodom stvarajući fosfornu kiselinu. Stvara metafosfornu kiselinu s nedostatkom vode.

Reagira s osnovnim oksidima i bazama stvarajući soli fosforne kiseline. Kakva će sol ispasti - određuje odnos osnovnog oksida / baze i kiselog oksida.

6KOH + P2Opet = 2K3PO4 + 3H2O (kalijev fosfat, višak lužine - omjer 6: 1)

4KOH + P2Opet = 2K2HPO4 + H2O (kalijev hidrogenfosfat, blagi višak kiselog oksida - omjer 4: 1)

2KOH + P2Opet = 2KH2PO4 + H2O (kalijev dihidrogen fosfat, višak kiselog oksida - omjer 2: 1)

Posjeduje izraženo svojstvo uklanjanja vode (dehidracije): lako izvlači vodu iz drugih spojeva.

Fosforne kiseline

Postoji nekoliko oksigeniranih fosfornih kiselina:

  • Fosforna kiselina - H3PO4 (soli - fosfati PO4 3-)
  • Metafosforna kiselina - HPO3 (soli - metafosfati PO3 - )
  • Fosfor - H3PO3 (soli - fosfiti PO3 3-)
  • Fosfor - H3PO2 (soli hipofosfita - PO2 3-)

Hipofosforna kiselina sposobna je istisnuti slabo aktivne metale iz soli, dok se pretvara u ortofosfornu kiselinu.

Ortofosforna kiselina

U čvrstom obliku to su bijeli kristali, lako topljivi u vodi.

Fosforna kiselina se dobiva iz fosfata djelovanjem na njih sumpornom kiselinom. Također su poznate metode za hidrolizu fosfornog pentaklorida, interakciju fosfornog oksida V s vodom.

Fosforna kiselina može nastati kada se fosfor oksidira jakom kiselinom:

Zbog svojih kiselih svojstava savršeno reagira s osnovnim oksidima i bazama. S različitim omjerima kiseline i baze, dobivaju se različite soli (fosfati, vodikovi fosfati i dihidrogen fosfati).

Reakcije sa solima

Reakcije se odvijaju ako se pusti plin, stvori talog ili nastane slabi elektrolit (voda). Na primjer, karakteristični žuti talog - srebrni fosfat - nastaje reakcijom sa srebrnim nitratom.

U reakciji s karbonatima nastaje nestabilna ugljična kiselina koja se razlaže na vodu i ugljični dioksid.

Reakcije s metalima

Metali u rasponu do vodika mogu istisnuti vodik iz fosforne kiseline.

Kada se jako zagrije, ortofosforna kiselina gubi vodu i pretvara se u metafosfornu kiselinu.

Soli fosforne kiseline

Soli fosforne kiseline dobivaju se reakcijom fosforne kiseline i baza.

Fosfati su dobro gnojivo koje povećava prinose. Nabrojimo najznačajnije:

  • Fosfatna stijena - Ca3(PO4)2
  • Jednostavni superfosfat - smjesa Ca (H2PO4)2* H2O i CaSO4
  • Dvostruki superfosfat - Ca (H2PO4)2* H2O
  • Talog - CaHPO4* 2H2O
  • Koštani obrok - proizvod prerade kostiju domaćih životinja Ca3(PO4)2
  • Amofos - uglavnom sastavljen od monoamonijevog fosfata - NH4H2PO4

© Bellevich Yuri Sergeevich 2018-2020

Ovaj je članak napisao Yuri Sergeevich Bellevich i njegovo je intelektualno vlasništvo. Kopiranje, distribucija (uključujući kopiranje na druge web stranice i resurse na Internetu) ili bilo koja druga uporaba podataka i predmeta bez prethodnog pristanka nositelja autorskih prava kažnjiva je zakonom. Da biste dobili materijale iz članka i dozvolu za njihovu upotrebu, pogledajte Bellevich Yuri.

Natrijev fosfat, značajke, svojstva i proizvodnja, kemijske reakcije

Natrijev fosfat, značajke, svojstva i proizvodnja, kemijske reakcije.

Natrijev fosfat je anorganska tvar kemijske formule Na3PO4.

Kratke karakteristike natrijevog fosfata:

Natrijev fosfat je bezbojna ili bijela anorganska tvar, sol alkalijskog metala natrija i ortofosforne kiseline.

Natrijev fosfat je bezbojni kristal.

Kemijska formula natrijevog fosfata Na3PO4.

Dobro se otapa u vodi s kojom tvori kristalne hidrate Na3PO40,5H2O, Na3PO4H2O i Na3PO412H2O. Vodena otopina ima jako alkalnu reakciju uslijed hidrolize anionom.

Netopiv u etanolu.

U prehrambenoj industriji koriste se 3 vrste natrijevih fosfata, prema stupnju supstitucije atoma vodika:

- aditiv E339 (i) - natrijev ortofosfat 1-supstituiran kemijskom formulom NaH2PO4;

- aditiv E339 (ii) - natrijev ortofosfat 2-supstituiran kemijskom formulom Na2HPO4;

- aditiv E339 (iii) - natrijev ortofosfat 3-supstituiran kemijskom formulom Na3PO4.

Fizička svojstva natrijevog fosfata:

Naziv parametra:Vrijednost:
Kemijska formulaNa3PO4
Sinonimi i imena na stranom jezikunatrijev fosfat (eng.)

natrijev fosfat trisupstituiran (zastarjeli rus.)

natrijev ortofosfat (rus.)

trinatrijev fosfat (rus.)Vrsta supstanceanorganskiIzgledbezbojni tetragonalni kristaliBojabezbojna, bijelaUkus- *Mirisbez mirisaStanje agregacije (pri 20 ° C i atmosferskom tlaku od 1 atm.)solidanGustoća (kruto stanje, na 20 ° C), kg / m 32536Gustoća (stanje tvari - kruto, na 20 ° C), g / cm 32,536Temperatura isparavanja, ° C-Točka topljenja, ° C1340HigroskopnosthigroskopanMolarna masa, g / mol163.94067Topljivost u vodi na 25 ° C, g / 100 ml14.5

Dobivanje natrijevog fosfata:

Natrijev fosfat nastaje sljedećim kemijskim reakcijama:

  1. 1. interakcija natrijevog karbonata i fosforne kiseline:
  1. 2. interakcija natrijevog hidroksida i fosforne kiseline:

Kemijska svojstva natrijeva fosfata. Kemijske reakcije natrijevog fosfata:

Kemijska svojstva natrijevog fosfata slična su svojstvima ostalih metalnih fosfata. Stoga ga karakteriziraju sljedeće kemijske reakcije:

1. reakcija natrijevog fosfata sa srebrnim nitratom:

Kao rezultat reakcije nastaju srebrni ortofosfat i natrijev nitrat.

2. reakcija natrijevog fosfata i kromovog nitrata:

Kao rezultat reakcije nastaju kromov ortofosfat i natrijev nitrat.

3.reakcija natrijevog fosfata i galijevog nitrata:

Kao rezultat reakcije nastaju galij ortofosfat i natrijev nitrat.

4.reakcija natrij fosfata i aluminij klorida:

Kao rezultat reakcije nastaju aluminijev ortofosfat i natrijev klorid.

5.reakcija natrijevog fosfata i kalcijevog klorida:

Reakcijom nastaju kalcijev ortofosfat i natrijev klorid.

6.reakcija natrijevog fosfata i barijevog klorida:

Kao rezultat reakcije nastaju barijev ortofosfat i natrijev klorid.

7.reakcija natrijevog fosfata i željeznog sulfata:

Kao rezultat reakcije nastaju željezni ortofosfat i natrijev sulfat. Natrijev fosfat se koristi kao razrijeđena otopina.

8.reakcija natrijevog fosfata i litij sulfata:

Kao rezultat reakcije nastaju litij ortofosfat i natrijev sulfat.

9. Reakcija natrijevog fosfata i magnezijevog sulfata:

Reakcijom nastaju magnezijev ortofosfat (koji se taloži) i natrijev sulfat. Reakcija za smanjenje tvrdoće vode.

10. reakcija natrijevog fosfata i kalcijevog bikarbonata:

Reakcija tvori kalcijev ortofosfat (koji se taloži) i natrijev bikarbonat. Reakcija za smanjenje tvrdoće vode.

11.reakcija natrijevog fosfata, aluminija i vode:

Kao rezultat reakcije nastaju natrij tetrahidroksoaluminat (III), natrij hidrogen fosfat i vodik. Natrij fosfat se koristi kao koncentrirana otopina. Reakcija se odvija u kipućem.

12.reakcija natrijevog fosfata, cinka i vode:

Kao rezultat reakcije nastaju natrij tetrahidroksozinkat (III), natrij hidrogen fosfat i vodik. Natrij fosfat se koristi kao koncentrirana otopina. Reakcija se odvija u kipućem.

13. reakcija toplinske razgradnje kristalnog hidrata natrijevog fosfata:

Reakcijom termičkog razlaganja dodekahidrata natrijevog fosfata nastaje natrijev fosfat i voda. Ova se reakcija odvija u vakuumu.

14.reakcija natrijevog fosfata s dušičnom kiselinom:

Kao rezultat kemijske reakcije nastaju natrijev nitrat i fosforna kiselina. Reakcija je reverzibilna.

Reakcije natrijevog fosfata s drugim jakim mineralnim kiselinama odvijaju se slično..

15. reakcija toplinske razgradnje natrijevog fosfata:

Kao rezultat reakcije termičkog raspadanja natrijevog fosfata nastaju natrijev oksid i fosforni oksid.

Primjena i uporaba natrijevog fosfata:

Natrijev fosfat koristi se u mnogim industrijama i za domaće svrhe:

- za smanjenje tvrdoće vode,

- u prehrambenoj industriji kao prašak za pecivo za tijesto (u interakciji sa sodom bikarbonom) i emulgator za topljeni sir, kobasice, kondenzirano mlijeko,

- kao dodatak hrani E339,

- u industriji stakla za promjenu boje stakla tijekom topljenja,

- kao sastavni dio pasta za zube i nekih kozmetičkih pripravaka.