Оксид фосфора вода: Задание 2. Запишите уравнения по схемам: a) оксид фосфора (V) + вода =…

Оксид фосфора (V), свойства, получение, химические реакции

Оксид фосфора (V), свойства, получение, химические реакции.

 

 

Оксид фосфора (V) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу P₄O₁₀ и P₂O₅.

 

Краткая характеристика оксида фосфора (V)

Модификации оксида фосфора (V)

Физические свойства оксида фосфора (V)

Получение оксида фосфора (V)

Химические свойства оксида фосфора (V)

Химические реакции оксида фосфора (V)

Применение и использование оксида фосфора (V)

 

Краткая характеристика оксида фосфора (V). Формула оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) – неорганическое вещество белого цвета.

Оксид фосфора (V) содержит четыре атома фосфора и десять атомов кислорода.

Химическая формула оксида фосфора (V) P₄O₁₀ и P₂O₅. Для простоты записи используют последнюю формулу.

В воде не растворяется, а взаимодействует с ней, образуя кислоты.

Кислотный оксид.

 

Модификации оксида фосфора (V):

Твердый оксид фосфора (V) склонен к полиморфизму. Существуют три формы-модификации оксида фосфора (V): H, O`, O и G формы-модификации.

	гексагональная  H-форма	орторомбическая  O`-форма	орторомбическая  O-форма	G-форма
Состояние вещества	Кристаллический вид	Кристаллический	Кристаллический вид	Стекловидный  вид
Характер стабильности формы	Метастабильная форма	Стабильная форма	Метастабильная форма
Другие характеристики	a=0,744 нм, угол = 87°, пространственная группа R3C	a=1,63 нм, b=0,814 нм, c=0,526 нм, пространственная группа Fdd2	a=0,923 нм, b = 0,718 нм, c = 0,494 нм, пространственная группа Pnam

H-форма переходит в O-форму при 300-360 °C (процесс заканчивается при 378 °C).

 

Физические свойства оксида фосфора (V). Масса, цвет, плотность, температура и пр.:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула оксида фосфора (V)	P4O10 и P2O5
Синонимы и названия иностранном языке	phosphorus (V) oxide (англ.) тетрафосфора декаоксид (рус.) фосфора пентаоксид (рус.) фосфорный ангидрид (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	белые тригональные кристаллы
Цвет оксида фосфора (V)	белый
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность H-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	2300
Плотность H-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	2,3
Плотность O`-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	3000
Плотность O`-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	3,0
Плотность O-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	2720
Плотность O-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	2,72
Температура сублимации H-формы, °C	340,5
Температура кипения O`-формы, °C	605,5
Температура кипения O-формы, °C	605,5
Температура плавления H-формы, °C	420,5 (0,48 МПа)
Температура плавления O`-формы, °C	580,5 (74 кПа)
Температура плавления O-формы, °C	562 (58 кПа)
Молярная масса оксида фосфора (V), P2O5, г/моль	141,94
Молярная масса оксида фосфора (V), P4O10, г/моль	283,88

Примечание:

* — нет данных.

 

Получение оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) получают путем сжигания фосфора в избытке кислорода или воздуха.

P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀ (t = 34-60 °C).

Готовый продукт состоит из смеси разных форм P₄O₁₀.

 

Химические свойства оксида фосфора (V). Химические реакции оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) относится к кислотным оксидам.

Химические свойства оксида фосфора (V) аналогичны свойствам кислотным оксидов других неметаллов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида фосфора (V) и белого фосфора:

3P₄O₁₀ + 2P₄ → 5P₄O₆ (t = 50 °C).

В результате реакции образуются оксид фосфора (III).

2. реакция оксида фосфора (V) и натрия:

3P₄O₁₀ + 16Na → 10NaPO₃ + 2Na₃P (t = 300-400 °C).

В результате реакции образуются соли – метафосфат натрия и фосфид натрия.

3. реакция оксида фосфора (V) и лития:

3P₄O₁₀ + 16Li → 10LiPO₃ + 2Li₃P (t = 300-400 °C).

В результате реакции образуются соли – метафосфат лития и фосфид лития.

4. реакция оксида фосфора (V) и фтора:

P₄O₁₀ + 6F₂ → 4POF₃ + 3O₂ (t = 100 °C).

В результате реакции образуются оксид-трифторид фосфора(V) и кислород.

5. реакция оксида фосфора (V) с водой:

P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄ или P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄,

P₄O₁₀ + 2H₂O → 4HPO₃ или P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃.

В результате реакции образуются кислоты: в первом случае – ортофосфорная кислота, во втором – метафосфорная кислота.

6. реакция оксида фосфора (V) с оксидом кальция:

CaO + P₂O₅ → Ca(PO₃)₂,

2CaO + P₂O₅ → Ca₂P₂O₇,

3CaO + P₂O₅ → Ca₃(PO₄)₂ (t°).

В результате реакции образуется соль, в первом случае – метафосфат кальция, во втором – дифосфат кальция, в третьем – фосфат кальция.

7. реакция оксида фосфора (V) с оксидом натрия:

3Na₂O + P₂O₅ → 2Na₃PO₄.

В результате реакции образуется соль – ортофосфат натрия.

8. реакция оксида фосфора (V) с оксидом бора:

2B₂O₃ + P₄O₁₀ → 4BPO₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – фосфат бора.

9. реакция оксида фосфора (V) с гидроксидом натрия:

P₄O₁₀ + 12NaOH → 4Na₃PO₄ + 6H₂O или P₂O₅ + 6NaOH → 2Na₃PO₄ + 3H₂O.

В результате реакции образуется соль – ортофосфат натрия и вода. Гидроксид натрия – разбавленный раствор.

10. реакция оксида фосфора (V) с плавиковой кислотой:

P₄O₁₀ + 3HF → POF₃ + 3HPO₃ (t  = 120-170 ^oC).

В результате химической реакции получается оксид-трифторид фосфора и метафосфорная кислота.

11. реакция оксида фосфора (V) с бромистым водородом (бромоводородом):

P₄O₁₀ + 3HBr → POBr₃ + 3HPO₃ (t  = 200 ^oC).

В результате химической реакции получается оксид-трибромид фосфора и метафосфорная кислота.

12. реакция оксида фосфора (V) с азотной кислотой:

4HNO₃ + P₄O₁₀ → 2N₂O₅ + 4HPO₃ или 2HNO₃ + P₂O₅ → N₂O₅ + 2HPO₃ (t  = -10 ^oC).

В результате химической реакции получается оксид азота и метафосфорная кислота.

13. реакция оксида фосфора (V) с ортофосфорной кислотой:

P₄O₁₀ + 8H₃PO₄ → 6H₄P₂O₇ (t  = 80-100 ^oC).

В результате химической реакции получается дифосфорная кислота. Ортофосфорная кислота – концентрированный раствор.

14. реакция оксида фосфора (V) с пероксидом водорода:

P₄O₁₀ + 8H₂O₂ → 4H₃PO₂(O₂)₂ + 2H₂O (t  = -20 ^oC).

В результате химической реакции получается дипероксодиоксофосфата водорода и вода. Пероксид водорода – безводный.

15. реакции оксида фосфора (V) с органическими веществами:

Оксид фосфора (V) реагирует с амидами, превращая их в нитрилы, а также со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями, при этом образуются фосфорорганические соединения.

 

Применение и использование оксида фосфора (V):

Оксид фосфора (V) используется как осушитель газов и жидкостей в органическом синтезе.

 

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

 

оксид фосфора (V) реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида фосфора (V)
реакции с оксидом фосфора (V) 

Коэффициент востребованности
7 726

Оксид фосфора (V) | справочник Пестициды.ru

Химические и физические свойства

Оксид фосфора – бесцветное аморфное или стекловидное вещество, существующеев трех кристаллических, двух аморфных и двух жидких формах.^[1]

Токсичное вещество. Вызывает ожоги кожи и раздражение слизистой оболочки.

Пентаоксид фосфора очень гигроскопичен. Реагирует со спиртами эфирами, фенолами, кислотами и прочими веществами. В процессе реакции с органическими веществами происходит разрыв связей фосфора с кислородом, и образуются фосфорорганические соединения. Вступает в химические реакции с аммиаком (NH₃) и галогеноводородами с образованием фосфатов аммония и оксигалогенидов фосфора. С основными оксидами образует фосфаты.^[3]

Трехмерная модель молекулы

Трехмерная модель молекулы

---

Содержание пентаоксида фосфора в почве и удобрениях

Фактически в почве имеются только соли ортофосфорной кислоты H₃PO₄, но в сложных удобрениях могут быть и соли мета-, пиро- и полифосфорных кислот.^[4]

Основой для образования ортофосфорной кислоты является пентаоксида фосфора. Именно поэтому, а так же в связи с тем, что растения не поглощают элементарный фосфор, условлено обозначать концентрацию фосфора через содержание пентаоксида фосфора.^[2]

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Все встречающиеся в почве соли ортофосфорной кислоты и одновалентных катионов (NH₄⁺, Na⁺, K⁺) и однозамещенные соли двухвалентных катионов (Ca(H₂PO₄)₂ и Mg(H₂PO₄)₂) растворимы в воде.

Двузамещенные соли двухвалентных катионов в воде не растворимы, но легко растворяются в слабокислых кислотах корневых выделений и органических кислотах жизнедеятельности микроорганизмов. В этой связи они так же являются хорошим источником P₂O₅ для растений.^[4]

Поглощение пентаоксида фосфора растениями

Как указывалось выше, в природе основной источник фосфора – это соли ортофосфорнонй кислоты H₃PO₄. Однако после гидролиза пиро-, поли- и метафосфаты так же используются практически всеми культурами.

Гидролиз пирофосфата натрия:

Na₄P₂O₇ + H₂O + 2H⁺ → 2NaH₂PO₄ +2Na⁺

Гидролиз триполифосфата натрия:

Na₅P₃O₁₀ + 2H₂O + 2H⁺ → 3NaH₂PO₄ +2Na⁺

Гидролиз метафосфат иона (в кислой среде):

(PO₃)₆^6- + 3H₂O → H₂P₃O₁₀^3- + H₂P₂O₇^2- + H₂PO₄^—

Ортофосфорная кислота, будучи трехосновной отдиссоциирует три аниона H₂PO^—₄, HPO₄^2-, PO₄ ^3- . В условиях слабокислой реакции среды, именно в них возделываются растения, наиболее распространен и доступен первый ион, в меньшей степени второй и практически недоступен третий. Однако люпин, гречиха, горчица, горох, донник, конопля и другие растения способны усваивать фосфор из трехзамещенных фосфатов.^[4]

Некоторые растения приспособились усваивать фосфат-ион из фосфорорганических соединений (фитин, глицефосфаты и прочее). Корни данных растений выделяют особый фермент (фотофтазу), который и отщипляет анион фосфорной кислоты от органических соединений, а затем растения поглощают этот анион. К подобного рода растениям относятся горох, бобы, кукуруза. Причем фосфатазная активность возрастает в условиях фосфорного голода.

Многие растения могут питаться фосфором из очень разбавленных растворов, вплоть до 0,01 мг /л P₂O₅ . Естественно, что удовлетворить потребность в фосфоре растения могут только при условии постоянного возобновления в нем концентрации хотя бы такого же низкого уровня.

Опытным путем установлено, что поглощаемый корнями фосфор прежде всего идет на синтез нуклеотидов, а для дальнейшего продвижения в наземную часть фосфаты вновь поступают в проводящие сосуды корня в виде минеральных соединений.^[4]

Рерасчет содержения фосфора в удобрениях

В некоторых случаях требуется рассчитать процентное содержание фосфора в удобрении, если дано содержание по P₂O₅. Расчет производится по формуле:

 

y = x,% × 30,974 (молярная масса P) × 2 / 30,974 (молярная масса P) × 2 + 15,999 (молярная масса O) × 5

 

где:

х – содержание P₂O₅ в удобрении, %;

y – содержание P в удобрении, %

Или:

y = x, % × 0,43643

Например:

в удобрении содержится 40% оксида фосфора

для пересчета процентного содержания элемента фосфор в удобрении нужно умножить массовую долю оксида в удобрении на массовую долю элемента в оксиде (для P₂O₅ – 0,43643): 40 * 0,43643 = 17,4572 %

 

При взаимодействии оксида фосфора с водой продукт:A.

Окрашивает синий лакмус в красный цветB.Представляет собой минеральную кислотуC.Окрашивает известковую воду в молочный цветD.И A, и B

Ответ

оксиды образуются фосфором. Наиболее распространенной формой оксидов является 2. Это ${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{6}}}$ и ${{{P}}_{{ 4}}}{{{O}}_{{{10}}}}$. Это оксиды неметаллического фосфора. Оксиды неметаллов являются кислыми. Кислоты окрашивают синий лакмус в красный цвет, а основания окрашивают красный лакмус в синий цвет.

Полный пошаговый ответ:
Мы уже упоминали, что оксиды неметаллов являются кислотными.
Оксиды неметаллов являются кислотными. Они растворяются в воде с образованием кислого раствора.
Фосфор неметалл.
Одним из оксидов фосфора, как мы уже упоминали выше, является ${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{{10}}}}$ , это фосфор (V ) оксид пятиокиси фосфора. При этом фосфор находится в $ + 5$ степени окисления.
При взаимодействии ${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{{10}}}}$ с водой образуется ортофосфорная кислота или фосфорная кислота.
${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{{10}}}}{{ + 6}}{{{H}}_{{2}}}{ {O }} \to {{ 4}}{{{H}}_{{3}}}{{P}}{{{O}}_{{4}}}$
${{{H} }_{{3}}}{{P}}{{{O}}_{{4}}}$ является кислотой, так как может высвобождать протоны
Когда ${{{P}}_{{4}}} {{{O}}_{{{10}}}}$ падает в воду, он издает шипящий звук, выделяется тепло и образуется кислота. Поэтому ${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{{10}}}}$ называют ортофосфорным ангидридом.
Таким образом, можно сделать вывод, что оксиды неметаллов являются кислотными.
Поскольку ортофосфорная кислота является кислотой, она окрашивает синий лакмус в красный цвет. Вариант (А) правильный.
Неорганические кислоты также называют минеральными кислотами. Таким образом, вариант (Б) также верен.
Известковая вода не мутнеет, так как здесь не образуются карбонаты.
Правильный вариант (D).

Примечание:
${{{P}}_{{4}}}{{{O}}_{{{10}}}}$ очень любит воду, используется как осушителем газов, а также подвергаться дегидратации (удалению воды из любого соединения). Если бы вместо фосфора произошла реакция окиси углерода, то образовалась бы кислота, которая мутнеет известковой водой. Химическую реакцию можно записать так:
${{C}}{{{O}}_{{2}}}{{ + }}{{{H}}_{{2}}}{{O}} \to {{{H} }_{{2}}}{{C}}{{{O}}_{{3}}}$

Недавно обновленные страницы

В Индии по случаю бракосочетания фейерверк 12 класс химия JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba Sr Ca и Mg могут быть отнесены к 12 классу химии JEE_Main

Что из нижеперечисленного имеет самый высокий электродный потенциал 12 класс химии JEE_Main

Что из нижеперечисленного является истинным пероксидом0003

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом А 11 класс химии JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды Кальций 12 класс химии JEE_Main

В Индии по случаю бракосочетания фейерверки 12 класса химии JEE_Main

Щелочноземельные металлы Ba Sr Ca и Mg могут быть расположены химический класс 12 JEE_Main

Что из следующего имеет самый высокий электродный потенциал химический класс 12 JEE_Main

Что из следующего является истинным пероксидом A rmSrmOrm2 химический класс 12 JEE_Main

Какой элемент обладает наибольшим атомным радиусом А Химический класс 11 JEE_Main

Фосфин получают из следующей руды А Кальций 12 химического класса JEE_Main

Актуальные сомнения

3

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Идентификатор страницы

3665

• Джим Кларк
• Школа Труро в Корнуолле

На этой странице обсуждаются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой и, где это уместно, с кислотами или основаниями (как и прежде, аргон опущен, поскольку он не образует оксид).

Краткий обзор тренда

Оксиды: Оксиды, представляющие интерес, приведены ниже:

Na 2 O	MgO	Ал 2 О 3	SiO 2	П 4 О 10	СО 3	Класс 2 О 7
				П 4 О 6	СО 2	Класс 2 О

Тенденцию кислотно-щелочного поведения можно резюмировать следующим образом:

Кислотность возрастает слева направо, от сильно основных оксидов слева до сильнокислых справа, с амфотерным оксидом (оксидом алюминия) в середине. Амфотерный оксид — это тот, который проявляет как кислотные, так и основные свойства.

Эта тенденция относится только к высшим оксидам отдельных элементов (см. верхнюю строку таблицы) в самых высоких степенях окисления этих элементов. Для других оксидов картина менее ясна. Кислотность оксида неметалла определяется с точки зрения кислых растворов, образующихся в реакциях с водой, например, триоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты. Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия, как подробно описано ниже.

Оксид натрия

Оксид натрия представляет собой простой сильноосновный оксид. Он является основным, поскольку содержит ион оксида O ^2-, который является очень сильным основанием с высокой тенденцией к соединению с ионами водорода.

Реакция с водой : Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. Концентрированный раствор оксида натрия в воде будет иметь pH 14.

\[ Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH\]

Реакция с кислотами: Являясь сильным основанием, оксид натрия также реагирует с кислотами. Например, он реагирует с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия.

\[Na_2O + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O\]

Оксид магния

Оксид магния — еще один простой основной оксид, который также содержит оксидные ионы. Однако он не такой сильно основной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так слабо связаны. В оксиде натрия твердое тело удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В оксиде магния притяжение находится между 2+ и 2- ионами. Из-за более высокого заряда металла требуется больше энергии, чтобы разорвать эту ассоциацию. Даже принимая во внимание другие факторы (такие как энергия, высвобождаемая при ионно-дипольных взаимодействиях между катионами и водой), чистый эффект заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции с оксидом натрия.

Реакция с водой: На первый взгляд кажется, что порошок оксида магния не реагирует с водой. Однако рН полученного раствора составляет около 9, что указывает на образование ионов гидроксида. На самом деле в реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но, поскольку эти соединения почти нерастворимы, на самом деле растворяется небольшое количество гидроксид-ионов. Реакция показана ниже:

\[MgO + H_2O \rightarrow Mg(OH)_2\]

Реакция с кислотами: Оксид магния реагирует с кислотами, как предсказано для простого оксида металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния.

\[MgO + 2HCl \rightarrow MgCl_2+H_2O\]

Оксид алюминия

Описание свойств оксида алюминия может привести к путанице, поскольку он существует в различных формах. Одна из этих форм очень нереактивна (химически известна как альфа-Al ₂ O ₃ ) и образуется при высоких температурах. Следующие реакции относятся к более реакционноспособным формам молекулы. Оксид алюминия амфотерен. Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой.

Реакция с водой: Оксид алюминия нерастворим в воде и не вступает в реакцию, как оксид натрия и оксид магния. Оксидные ионы слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.

Реакция с кислотами: Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Оксид алюминия реагирует с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия.

\[Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O\]

Эта и другие реакции демонстрируют амфотерную природу оксида алюминия.

Реакция с основаниями: Оксид алюминия также проявляет кислотные свойства, что проявляется в его реакциях с основаниями, такими как гидроксид натрия. Существуют различные алюминаты (соединения, в которых алюминий является компонентом отрицательного иона), что возможно, поскольку алюминий может образовывать ковалентные связи с кислородом. Это возможно потому, что разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом мала, в отличие, например, от разницы между натрием и кислородом (электроотрицательность увеличивается по периоду)

Оксид алюминия вступает в реакцию с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия:

\[Al_2O_3 + 2NaOH +3H_2O \rightarrow 2NaAl(OH)_4\]

Диоксид кремния (оксид кремния(IV))

Кремний слишком похож по электроотрицательности на кислород, чтобы образовывать ионные связи. Следовательно, поскольку диоксид кремния не содержит ионов оксида, он не обладает основными свойствами. На самом деле он очень слабокислотный, реагирующий с сильными основаниями.

Реакция с водой: Диоксид кремния не вступает в реакцию с водой из-за термодинамической трудности разрушения его сетчатой ​​ковалентной структуры.

Реакция с основаниями : Диоксид кремния реагирует с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием бесцветного раствора силиката натрия:

\[SiO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SiO_3 + h3O\]

В другом примере кислого диоксида кремния Реагируя с основанием, извлечение железа из доменной печи, оксид кальция из известняка реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция:

\[SiO_2 + CaO \rightarrow CaSiO_3\]

Оксиды фосфора

Два оксида фосфора, оксид фосфора(III), P ₄ O ₆ , и оксид фосфора(V), P

3 _{4 O 10} , здесь учитываются.

Оксид фосфора(III): Оксид фосфора(III) реагирует с холодной водой с образованием раствора слабой кислоты, H ₃ PO ₃ – известной как фосфористая кислота, ортофосфорная кислота или фосфоновая кислота:

\[P_4O_6 + 6H_2O \стрелка вправо 4H_3PO_3\]

Структура полностью протонированной кислоты показана ниже:

Протоны остаются связанными до тех пор, пока не будет добавлена ​​вода; даже в этом случае, поскольку фосфористая кислота является слабой кислотой, несколько молекул кислоты депротонируются. Фосфористая кислота имеет pK _a 2,00, что является более кислым, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK _a = 4,76).

Оксид фосфора(III) вряд ли будет реагировать непосредственно с основанием. В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислыми, а третий атом водорода — нет. Следовательно, есть две возможные реакции с основанием, таким как гидроксид натрия, в зависимости от количества добавленного основания:

\[ NaOH + H_3PO_3 \rightarrow NaH_2PO_3 + H_2O\]

\[ 2NaOH + H_3PO_3 \rightarrow Na_2HPO_3 + 2H_2O\]

В первой реакции только один из протонов реагирует с гидроксид-ионами основания. Во втором случае (при использовании вдвое большего количества гидроксида натрия) реагируют оба протона.

Если вместо оксида фосфора(III) непосредственно реагировать с раствором гидроксида натрия, возможны те же соли:

\[4NaOH + P_4O_6 + 2H_2O \rightarrow 4NaH_2PO_3\]

\[9NaOH + P_4O_6 \rightarrow 4Na_2HPO_3 + 2H_2O\]

Оксид фосфора(V): Оксид фосфора(V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которых зависит от условия реакции. Обычно рассматривается только одна кислота, фосфорная (V) кислота, H ₃ PO ₄ (также известная как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота).

\[P_4O_{10} + 6H_2O \rightarrow 4H_3PO_4\]

На этот раз полностью протонированная кислота имеет следующую структуру:

Фосфорная(V) кислота – еще одна слабая кислота с pK _a 2,15, что немного слабее фосфористой кислоты. Растворы каждой из этих кислот с концентрацией около 1 моль дм ^-3 имеют рН около 1.

Оксид фосфора (V) также вряд ли будет непосредственно реагировать с основанием, но рассматриваются гипотетические реакции. В кислотной форме молекула имеет три кислотные группы -OH, которые могут вызвать трехстадийную реакцию с гидроксидом натрия:

\[ NaOH + H_3PO_4 \rightarrow NaH_2PO_4 + H_2O\]

\[ 2NaOH + H_3PO_4 \rightarrow Na_2HPO_4 + 2H_2O\]

\[ 3NaOH + H_3PO_4 \rightarrow Na_3PO_4 + 3H_2O03] Аналогично фосфору оксид, при непосредственном взаимодействии оксида фосфора(V) с раствором гидроксида натрия образуется та же возможная соль, что и на третьей стадии (и только эта соль):

\[12NaOH + P_4O_{10} \rightarrow 4Na_3PO_4 + 6H_2O\]

Оксиды серы

Рассматриваются два оксида: диоксид серы, SO ₂ и триоксид серы, SO ₃ .

Двуокись серы: Двуокись серы хорошо растворяется в воде, реагируя с образованием раствора сернистой кислоты (также известной как серная (IV) кислота), H ₂ SO ₃ , как показано в приведенной ниже реакции. Этот вид существует только в растворе, и любая попытка выделить его выделяет диоксид серы.

\[ SO_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_3\]

Протонированная кислота имеет следующую структуру:

Сернистая кислота также является относительно слабой кислотой с pK _a около 1,8, но немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты имеет рН около 1.

Диоксид серы также непосредственно реагирует с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. При барботировании диоксида серы через раствор гидроксида натрия сначала образуется раствор сульфита натрия, а затем раствор гидросульфита натрия, если диоксида серы в избытке.

\[ SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O\]

\[Na_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2NaHSO_3\]

Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (также известного как сульфат кальция). (IV)). Это один из важных методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях.

\[CaO + SO_2 \rightarrow CaSO_3\]

Триоксид серы: Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из капель концентрированной серной кислоты. 9{2-} (водн.)\]

Это полезно, если вы понимаете, почему серная кислота является более сильной кислотой, чем сернистая кислота. Вы можете применить те же рассуждения и к другим кислотам, которые вы найдете на этой странице.

Серная кислота сильнее серной кислоты, потому что, когда ион водорода теряется из одной из групп -ОН серной кислоты, отрицательный заряд, остающийся на кислороде, распределяется (делокализуется) по иону за счет взаимодействия с двойной связью атомы кислорода. Из этого следует, что большее количество атомов кислорода с двойными связями в ионе делает возможной большую делокализацию; большая делокализация приводит к большей стабильности, что снижает вероятность рекомбинации иона с ионом водорода и превращения в неионизированную кислоту.

Сернистая кислота имеет только одну двойную связь кислорода, тогда как серная кислота имеет две; дополнительная двойная связь обеспечивает гораздо более эффективную делокализацию, гораздо более стабильный ион и более сильную кислоту. Серная кислота проявляет все реакции, характерные для сильной кислоты. Например, при реакции с гидроксидом натрия образуется сульфат натрия; в этой реакции оба кислых протона реагируют с гидроксид-ионами, как показано:

\[2NaOH +H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\]

В принципе гидросульфат натрия можно получить, используя вдвое меньше гидроксида натрия; при этом удаляется только один из кислых атомов водорода.

Сам триоксид серы также непосредственно реагирует с такими основаниями, как оксид кальция, с образованием сульфата кальция:

\[ CaO + SO_3 \rightarrow CaSO_4\]

Эта реакция аналогична реакции с диоксидом серы, рассмотренной выше.

Оксиды хлора

Хлор образует несколько оксидов, но только два из них (оксид хлора(VII), Cl ₂ O ₇ , и оксид хлора(I), Cl ₂ O) рассматриваются здесь. Оксид хлора (VII) также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора.

Оксид хлора (VII): Оксид хлора (VII) является высшим оксидом хлора — атом хлора находится в максимальной степени окисления +7. Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами. Оксид хлора (VII) реагирует с водой с образованием очень сильной кислоты, хлорной (VII) кислоты, также известной как хлорная кислота.

\[ Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4\]

Как и в серной кислоте, рН типичных растворов хлорной кислоты около 0. Нейтральная хлорная(VII) кислота имеет следующую структуру:

Когда ион хлората(VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери протона (например, в реакции с водой), заряд делокализуется по каждому атому кислорода в ионе. Это делает ион очень стабильным, что делает хлорную (VII) кислоту очень сильной.

Хлорная(VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия(VII):

\[ NaOH + HClO_4 \rightarrow NaClO_4 + h3O\]

Сам оксид хлора(VII) также непосредственно реагирует с натрием раствор гидроксида с получением того же продукта: 9-\), также известный как хлорноватистая кислота.