Fosforoksyd

Fosfor ble oppdaget og isolert i 1669 av tysk kjemiker H. Brandt. I naturen, dette elementet finnes bare i form av forbindelser. Viktige mineraler - fosforitt Ca3 (PO4) 2 og apatitt 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 eller Ca5F (PO4) 3. Videre er elementet en del av proteinet, og er også funnet i tenner og ben. Fosfor er mest lett reagerer med oksygen og klor. Med et overskudd av disse stoffene resultater i forbindelser med oksidasjonstall (for P) 5, og mangel - i oksidasjonstilstand +3. fosforoksyd kan bli representert ved flere formler som viser forskjellige kjemikalier. Blant dem, den vanligste - er P2O5 og P2O3. Andre sjeldne og dårlig studert oksider er: P4O7, P4O8, P4O9, PO og P2O6.

Omsetningen av elementært fosfor, oksygen skjer oksydasjon sted langsomt. Interessert i sine ulike aspekter. For det første, i mørket, godt synlig glød, som hun fulgte. Dernest oksidasjon av et kjemisk stoff finner alltid sted med dannelse av ozon. Dette skyldes gir mellom - fosforyl PO - skjema: P + O2 → PO + O, så: O + O2 → O3. For det tredje, oksidasjon på grunn av den brå forandring i den elektriske ledningsevne for den omgivende luft på grunn av dens ionisering. Isolering av lys uten betydelig oppvarming, i kjemiske reaksjoner kalles chemiluminescence. I fuktige omgivelser grønn kjemiluminescens som skyldes dannelsen av mellomproduktet PO.

fosfor oksydasjon finner sted bare ved en bestemt oksygenkonsentrasjon. Det bør ikke være under minimumsterskelen, og over den maksimale partialtrykket av O2. Intervall i seg selv er avhengig av temperaturen og andre faktorer. For eksempel, under standardbetingelser, reaksjonshastigheten for rent oksygen, fosfor oksydasjon inntil den når 300 mm Hg. Art. til nesten null når oksygenpartialtrykket blir deretter redusert og faller nå 700 mm Hg. Art. og over. Dermed er det ikke oksyd som dannes under vanlige betingelser, slik som fosfor nesten ikke oksidert.

fosforpentoksyd

Den mest typiske fosforpentoksyd er oksid eller høyere oksyder av fosfor, P2O5. Det er et hvitt pulver med en stikkende lukt. Ved fastsettelse i par av dens molekylvekt, ble det funnet at en riktig registrering er dens formel P4O10. Dette antennelig stoff, det smelter på 565,6 C. hydrid P2O5 oksid -kislotny alle karakteristiske egenskaper, men det er ivrig absorbert fuktighet, så brukes som tørkemiddel væsker eller gasser. fosforoksyd, kan ta opp vann, som er en del av kjemikaliene. Anhydridet er dannet ved forbrenning av fosfor i en oksygenatmosfære eller luft, en tilstrekkelig mengde av O2 skjema: 4P + 5O2 → 2P2O5. Den brukes i produksjonen av syre H3PO4. I kontakt med vann kan danne en tre-syre:

• metafosfor: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• pyro: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• Fosfor: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

fosforpentoksyd reagerer voldsomt med vann og stoffer som inneholder vann, som tre eller bomull. I dette tilfelle kan en stor varmemengde, noe som kan føre til en brann. Det fører til metallkorrosjon og meget irriterende (som har alvorlige brannskader hud, øyne) og luftveis slimhinner, selv ved konsentrasjoner så lave som 1 mg / m³.

fosfor trioksyd

Fosfor-anhydrid eller fosfor-trioksyd, P2O3 (P4O6) - er et hvitt, krystallinsk, fast materiale (voks utseende lignende), som smelter ved en temperatur på 23,8 ° C og koker ved 173,7 C. Som et hvitt fosfor, er P2O3 meget giftig . Dette surt oksyd, med alle sine egenskaper. Fosforoksyd 3 er dannet på grunn av den langsomme oksydasjon eller forbrenning av det frie stoff (P) i et miljø hvor det er et underskudd av oksygen. Fosfor-trioksyd reagerer langsomt med kaldt vann for å danne syre: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Dette fosforoksyd reagerer kraftig med varmt vann, de reaksjoner som finner sted på forskjellige måter, kan resultatet danne en rød fosfor (modifisert allotropiske podukt), fosfor-hydrid og syre: H3PO3, og H3PO4. Termisk dekomponering av P4O6-anhydrid, etterfulgt av spaltning av fosforatomer, karakterisert ved at blandingen er dannet av oksyder av P4O7, P4O8, P4O9. I henhold til den struktur de ligner P4O10. Den mest studerte av disse P4O8.