Oxid fosforečný

Fosfor byl objeven a izolován v roce 1669 německým chemikem H. Brandem. V přírodě se tento prvek vyskytuje pouze ve formě sloučenin. Hlavními minerály jsou fosforit Ca3 (PO4) 2 a apatit 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 nebo Ca5F (PO4) 3. Navíc je prvek součástí bílkovin a také obsažen v zubech a kostech. Fosfor snadno reaguje s kyslíkem a chlórem. Při přebytku těchto látek se vytvářejí sloučeniny s oxidačním stupněm (pro P) +5 a s nedostatkem, se stupněm oxidace +3. Oxid fosforu může být reprezentován několika vzorci, které představují různé chemické látky. Mezi nejběžnější patří P2O5 a P2O3. Dalšími vzácnými a špatně studovanými oxidy jsou: P4O7, P4O8, P4O9, PO a P2O6.

Reakce oxidace elementárního fosforu s kyslíkem probíhá pomalu. Jeho různé aspekty jsou zajímavé. Za prvé, ve tmě je jasně viditelná záře, která je doprovázela. Za druhé, oxidace této chemické látky nastává vždy při tvorbě ozonu. To je způsobeno přípravou meziproduktu - fosforyl PO - podle schématu: P + O2 → PO + O, a pak: O + O2 → O3. Za třetí, oxidace je spojena s prudkou změnou elektrické vodivosti okolního vzduchu díky jeho ionizaci. Uvolňování světla bez viditelného ohřevu, když se vyskytují chemické reakce, se nazývá chemiluminiscence. V mokrém prostředí je zelená chemiluminiscence způsobena tvorbou meziproduktu PO.

Oxidace fosforu nastává pouze při určité koncentraci kyslíku. Nesmí být nižší než minimální a nad maximální limity pro parciální tlak O2. Samotný interval závisí na teplotách a řadě dalších faktorů. Například za standardních podmínek se rychlost oxidace fosforu čistým kyslíkem zvyšuje na 300 mm Hg. Art. Pak klesá a klesá téměř k nule, když parciální tlak kyslíku dosáhne 700 mm Hg. Art. A vyšší. Oxid za normálních podmínek se tudíž netvoří, protože fosfor není prakticky oxidován.

Oxid fosforečný

Nejcharakterističtější oxid je anhydrid kyseliny fosforečné nebo vyšší oxid fosforečný, P2O5. Je to bílý prášek s ostrým zápachem. Při určování jeho molekulové hmotnosti v párech je zjištěno, že správnější záznam jeho vzorce je P4O10. Jedná se o nehořlavou látku, taje při teplotě 565,6 ° C. Anhydrid P2O5 je oxid kyseliny s veškerými charakteristickými vlastnostmi, ale lahko absorbuje vlhkost, takže se používá jako dehydrator pro kapaliny nebo plyny. Oxid fosforu může odnést vodu, která je součástí chemických látek. Anhydrid vzniká v důsledku spalování fosforu v atmosféře kyslíku nebo vzduchu, s dostatečným množstvím O2 podle schématu: 4P + 5O2 → 2P2O5. Používá se při výrobě kyseliny H3PO4. Při interakci s vodou může tvořit tři kyseliny:

• Metafosforečná: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• Pyrofosforečné: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• Ortofosforečné: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

Oxid fosforečný reaguje prudce s vodou a látkami obsahujícími vodu, jako je dřevo nebo bavlna. Toto vytváří velké množství tepla, které může dokonce vést k požáru. Způsobuje korozi kovu a velmi dráždí (vážné popáleniny očí, kůže), dýchacích cest a sliznic, a to iv koncentracích až 1 mg / m³.

Oxid fosforečný

Anhydrid fosforu nebo oxid fosforitý, P2O3 (P4O6) je bílá krystalická látka (povrchně podobná vosku), která se taví při 23,8 ° C a varí při teplotě 173,7 ° C. Stejně jako bílý fosfor je P2O3 velmi jedovatá látka . Je to kyselý oxid se všemi vlastnostmi. Oxid fosforu 3 je tvořen díky pomalé oxidaci nebo spalování volné látky (P) v prostředí, kde je nedostatek kyslíku. Oxid fosforečný pomalu reaguje se studenou vodou a vytváří kyselinu: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tento oxid fosforu silně reaguje s horkou vodou, přičemž reakce probíhají různými způsoby, což způsobuje červený fosfor (alotropicky modifikovaný produkt), hydrid fosforu a také kyseliny: H3PO3 a H3PO4. Tepelný rozklad anhydridu P4O6 je doprovázen eliminací atomů fosforu a tvoří se směsi oxidů P4O7, P4O8, P4O9. Ve struktuře připomínají P4O10. Nejvíce studovaným z nich je P4O8.