wrząca hdadvance

AZOTOWCE
W skład azotowców wchodzą:
N, P, As, Sb, Bi
• stopniowe zmniejszanie się elektroujemności
•zmniejszanie się energii jonizacji (I,II,III, w mniejszym
stopniu ulega IV, V)
• wzrost promienia atomowego
•(od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej do
pierwiastków o większej liczbie atomowej)
Azot (skroplony na ciecz), fosfor
czerwony, arsen, antymon, bizmut
Różnice w charakterze
chemicznym
N i P – typowe pierwiastki niemetaliczne
As i Sb – charakter pośredni między metalami a
niemetalami
Bi –jest metalem
Konfiguracja elektronowa
W stanie podstawowym atomy N mają konfigurację elektronową
s2p3:
- N3- - konfiguracja gazu szlachetnego s2p6, obecność takich jonów
przyjmuje się w azotkach metali alkalicznych w stanie stałym
- w połączeniach z H, fluorowcami, azotowce tworzą trzy wiązania
kowalencyjne, np. NH3( st. utlenienia –3), lub PCl3 (st. utlenienia
+3)
- w NH4+ mamy do czynienia również z hybrydyzacją sp3
- N nie mający orbitali d w powłoce walencyjnej nie wytwarza
nigdy więcej niż 4 wiązania kowalencyjne
- P i dalsze azotowce tworzą wiązania także i z udziałem orbitali
d; liczba wiązań kowalencyjnych wynosi wówczas 5 (PCl5), lub
nawet 6 (PCl6-) – hybrydyzacja odpowiednio dsp3 i d2sp3
Azot jest pierwiastkiem bardzo
biernym chemicznie; główną
przyczyną tego jest jego silne
wiązanie potrójne; fosfor biały
jest bardzo reaktywny
Stopnie utlenienia azotowców
Uproszczone wzory NO i N2O4
Ważne związki azotu z wodorem to amoniak,
hydrazyna i kwas azotowodorowy, związek
macierzysty wrażliwych na uderzenie
azydków. Fosfan tworzy w wodzie roztwory
obojętne; w wyniku hydrolizy halogenków
niemetali powstają kwasy tlenowe bez
zmiany stopnia utlenienia.
Występowanie azotowców w
przyrodzie
AZOT
- w stanie wolnym – główny składnik atmosfery
- powietrze zawiera ślady azotu w formie związanej (NH3),
powstaje podczas gnicia substancji organicznych, oraz w postaci
tlenków azotu tworzących się pod wpływem wyładowań
elektrycznych w atmosferze
- azotan sodowy – tworzy bogate złoża w Chile ( saletra chilijska)
- azotan potasowy – ( saletra indyjska)
- azotan barowy, magnezowy – występują sporadycznie i w
małych ilościach
Otrzymywanie azotu
• Do celów technicznych: ( poprzez frakcjonowaną
destylację skroplonego powietrza)
• Do celów laboratoryjnych: (czysty uzyskujemy za
pomocą ogrzewania roztworu azotynu amonowego
NH4NO2:
NH 4 NO2 → N 2 + 2 H 2O
• Najczystszy azot uzyskuje się przez termiczny rozkład
azydku sodowego lub barowego w próżni:
NaN 3 = Na + 1 12 N 2
Powstawanie azotu
Występowanie i otrzymywanie
fosforu
W skorupie ziemskiej 0,11%.
W przyrodzie występuje głównie w postaci soli kwasu fosforowego.
Najważniejszymi minerałami fosforanowymi są:
- fosforyt Ca3(PO4)2
- apatyt 3Ca3(PO4)2·Ca(F,Cl)2
Fosforany występują również jako zanieczyszczenia rud żelaznych.
Żużel, jaki otrzymuje się przy wytwarzaniu stali metodą
konwertorową Thomasa, zawiera fosfor wydzielony z surówki w
postaci tzw. silikokarnotytu Ca3(PO4)2 ·Ca2SiO4 – po zmieleniu
bywa stosowany jako sztuczny nawóz fosforowy (tomasyna).
Fosfor związany organicznie stanowi ważny składnik organizmów
żywych – występuje w białku zwierzęcym i roślinnym, we krwi,
substancji nerwowej i mózgowej, w żółtku i w mleku.
Muszle,
kości
i
zęby
3Ca3(PO4)2·CaCO3
·H2O
3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2
zawierają
apatyt
węglanowy
oraz
apatyt
hydroksylowy
Otrzymywanie fosforu
Fosfor otrzymuje się ogrzewając fosforan trójwapniowy z
piaskiem i z koksem w piecach elektrycznych w tem.
1300 – 14500C. Proces odbywa się bez dostępu powietrza. Fosfor
wydziela się w postaci pary, która ulega kondensacji podczas
przepuszczania gazów płynących z pieca przez warstwę wody.
Zestalony fosfor oczyszcza się za pomocą destylacji. Otrzymany
produkt zwany jest fosforem białym. Przez ogrzewanie go bez
dostępu powietrza przemienia się on w fosfor czerwony
– używany do wyrobu zapałek:
Ca3(PO4)2+3SiO2+5C =3CaSiO3+5CO+1/2P4
Występowanie i otrzymywanie As
W skorupie ziemskiej - 5·10-4 %
W stanie wolnym występuje sporadycznie, głównie w postaci
siarczków
(np..
Aurypigment
As2S3,
realgar
As4S4),
arsenosiarczków (np. Arsenopiryt FeAsS) lub arsenków.
Arsen w stanie wolnym otrzymuje się za pomocą ogrzewania
arsenopirytu bez dostępu powietrza:
FeAsS = FeS+As
W tych warunkach As łatwo sublimuje, a pary kondensują się w
odbieralnikach.
As można otrzymać przez redukcję arszeniku As4O6 węglem:
As4O6+6C = 4As+6CO
Występowanie i otrzymywanie Sb i Bi
W skorupie ziemskiej: Sb = 5·10-5 %, Bi = 10-5 %.
Występują w przyrodzie najczęściej w postaci siarczków, czyli
błyszczów: antymonitu Sb2S3 i bizmutynu Bi2S3, także w
postaci tlenków: walentynitu Sb2O3 i ochry bizmutowej Bi2O3.
Obydwa metale otrzymuje się przez prażenie siarczków w
atmosferze powietrza i redukcję otrzymanych tlenków
węglem:
Sb2S3+5O2 = Sb2O4+3SO2 Bi2S3+41/2O2 = Bi2O3+3SO2
Sb2O4+4C = 2Sb+4CO
Bi2O3+3C = 2Bi+3CO
Stosuje się również bezpośrednią redukcję siarczków żelazem,
np.:
Bi2S3+3Fe = 2Bi+3FeS
WŁASNOŚCI
FIZYCZNE
I CHEMICZNE ORAZ
ALOTROPIA
AZOTOWCÓW
Azot
N
Fosfor
P
Arsen
As
Antymon
Sb
Bizmut
Bi
Konfiguracja
elektronowa
2s2p3
3s2p3
4s2p3
5s2p3
6s2p3
Masa atomowa
14,0067
30,9738
74,922
121,75
208,980
Promień
atomowy, Å
0,74
1,10
1,21
1,41
1,52
0,69
0,90
1,20
Symbol
chemiczny
Promień jonowy
X3+, Å
Elektroujemność
3,0
2,1
2,0
1,9
1,9
Temperatura
topnienia, 0C
-210
814,5
(36 atm)
630,5
271,3
Temperatura
wrzenia, 0C
-195,8
44,1(biały)
592,5(fioletowy)
587,5(czarny)
280,5(biały)
610(subl.)
1380
1450
AZOT
- gaz bezbarwny i bezwonny
- temperatura wrzenia – (-195,80C)
- temperatura krzepnięcia – (-210,50C)
- azot ciekły i stały jest bezbarwny
- w stanie stałym występuje w dwu odmianach zawierających
prawdopodobnie cząsteczki N2, a wykrytych na podstawie różnic
w cieple właściwym
- temperatura przejścia odmiany wysokotemperaturowej w
niskotemperaturową wynosi – (-237,70C)
- w zwykłej temperaturze N jest bardzo mało aktywny, gdyż
energia wiązania w cząsteczce N2 jest bardzo duża:
N2+225 kcal = 2N
- w podwyższonej temperaturze N występuje znacznie łatwiej w
reakcje chemiczne, z niektórymi metalami tworzy azotki
Wzór elektronowy cząsteczki N2:
:N=N:
O trwałości wiązania pomiędzy cząsteczkami azotu
decydują orbitale:
σ2px, π2py, π2pz
FOSFOR
- w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych
- przez kondensację jego par w normalnych warunkach
uzyskuje się białą masę – fosfor biały
- topi się on w 44,10C, a po szybkim ogrzaniu wrze w 280,50C
dając parę o cząsteczkach czteroatomowych P4
- w cząsteczkach P4 przyjmuje się hybrydyzację sp3 orbitali
atomowych fosforu
- fosfor biały reaguje bardzo łatwo z tlenem
- w atmosferze powietrza nie rozdrobniony fosfor biały zapala
się już w temperaturze ok.. 600C dając P4O10:
P4+5O2 = P4O10+740 kcal
- w temperaturze pokojowej na powierzchni fosforu odbywa się
powolne utlenianie, któremu towarzyszy emisja słabego
światła (chemiluminescencja)
- Fosfor biały reaguje gwałtownie z chlorowcami już w temperaturze
pokojowej
- z wieloma metalami w podwyższonych temperaturach tworzy
fosforki
- rozpuszcza się w gorącym ługu potasowym tworząc fosfinę PH3
oraz podfosforyn potasu:
P4+3KOH+3H2O = PH3+3KH2PO2
- fosfor biały jest substancją silnie toksyczną – dawka śmiertelna
0,1g
- jest odmianą nietrwałą, wykazującą tendencję do przejścia w inne,
bardziej trwałe odmiany
- ogrzewanie fosforu białego w azocie w temp.2500C prowadzi do
otrzymania fosforu czerwonego
Fosfor czerwony, fioletowy, czarny
- Jest to proszek barwy ciemnoczerwonej, nierozpuszczalny w
dwusiarczku węgla, nietoksyczny, mniej reaktywny
- zapala się w powietrzu dopiero powyżej 4000C, z
chlorowcami reaguje również w wyższych temperaturach niż
fosfor biały i nie wydziela metali z roztworów
- długotrwałe ogrzewani fosforu białego w 5300C daje
odmianę bardziej trwałą od czerwonego – fioletowy
- najtrwalszą odmianą fosforu jest fosfor czarny, powstaje w
trakcie ogrzewania fosforu białego w 2200C pod ciśnieniem
12000 atm. Wykazuje on barwę szarą, połysk metaliczny,
przewodzi prąd elektryczny
Fosfor biały i czerwony
As, Sb, Bi
- są izomorficzne , występują w normalnych warunkach w
odmianie metalicznej o podobnej strukturze warstwowej jak
fosfor czarny
- tworzą wiązania kowalencyjne z trzema sąsiadującymi
atomami
- ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka pomiędzy
warstwami zaznacza się charakter wiązań metalicznych
- As metaliczny ma barwę szarą
- Sb jest srebrzystobiały
- Bi jest różowobiały
- Bi tworzy tylko odmianę metaliczną
- As i Sb mogą występować także w odmianach barwy żółtej,
zawierających cząsteczki As4 lub Sb4 – odmiany te są
rozpuszczalne w dwusiarczku węgla
- nietrwałymi odmianami są także As czarny i Sb czarny,
pojawiają się jako produkty pośrednie przemiany najmniej
trwałych odmian żółtych w odmiany metaliczne
- ciekawym produktem jest Sb wybuchowy, czarny osad
wydzielający się na katodzie w czasie elekrolizy zakwaszonego
roztworu SbCl3 prądem o wysokiej gęstości
- Sb wybuchowy zapala się w powietrzu już po ogrzaniu do 2000C
- As, Sb, Bi – ogrzewane w powietrzu lub w tlenie spalają się
dając As2O3, Sb2O3, lub Bi2O3
- Łączą się łatwo z fluorowcami
- As, Sb i rozdrobniony Bi zapalają się w chlorze
- Stężony HNO3 utlenia As do kwasu arsenowego, Sb do
nierozpuszczalnego uwodnionego pięciotlenku Sb2O5aq
- Bi pod wpływem HNO3 przechodzi w azotan bizmutawy
Bi(NO3)3
- As, Sb i Bi ulegają działaniu stężonego gorącego H2SO4
Ogólna charakterystyka związków typ XH3
-
Amoniak – NH3
Fosforiak – PH3
Arsenowodór – AsH3
Antymonowodór – SbH3
Bizmutowodór – BiH3
Są to substancje łatwo lotne, występują w postaci bezbarwnych
gazów, najczęściej o wyraźnym nieprzyjemnym zapachu
NH3
PH3
AsH3
SbH3
Temperatura
topnienia, 0C
-77,74
-133,75
-116,3
-88
Temperatura
wrzenia, 0C
-33,40
-87,72
-62,5
-17
Ciepło
tworzenia,
kcal/mol
11,00
2,3
-30,4
-34,2
Kształt
cząsteczki
piramida
piramida
piramida
piramida
Kąt
pomiędzy
wiązania
H–X -H
106045’
93050’
91050’
91018’
BiH3
22
piramida
Wszystkie wodorki wykazują
własności redukujące, w
najsłabszym stopniu amoniak, PH3
i AsH3 są silnymi środkami
redukującymi
Amoniak
Otrzymywanie
Metoda Habera i Boscha
N2+3H2
2NH3+22,4 kcal
- ciśnienie 300 – 350 atm
- temperatura – 500 – 5500C
- katalizator żelazny
Małe ilości amoniaku uzyskuje się w wyniku działania
silnych zasad na sole amonowe w podwyższonej
temperaturze
2NH4Cl+Ca(OH)2 = CaCl2+2H2O+2NH3
Własności fizyczne i chemiczne
NH3
W normalnych warunkach jest:
- gazem bezbarwnym
- zapach drażniący błony śluzowe
- łatwo ulega skropleniu na ciecz bezbarwną, silnie łamiącą
światło, wrzącą w -33,40C
- wykazuje znaczne ciepło parowania ok.. 300 cal/g
- w wodzie NH3 rozpuszcza się bardzo dobrze
- duża
rozpuszczalność
jest
wynikiem
silnego
oddziaływania pomiędzy cząsteczkami amoniaku a
cząsteczkami wody i wytwarzania się pomiędzy nimi
wiązań wodorowych
- własności zasadowe przejawiają się wyraźniej w stosunku
do silnych kwasów
Gazowy NH3 tworzy z gazowym HCl białe dymy chlorku
amonowego NH4Cl:
NH3+HCl = NH4Cl
Roztwory wodne amoniaku zobojętniają kwasy tworząc sole
amonowe, np. siarczan amonowy (NH4)2SO4 lub azotan
amonowy NH4NO3
W powietrzu amoniak zapala się w zetknięciu z płomieniem,
ale po usunięciu płomienia nie pali się dalej.
W tlenie NH3 spala się żółtawym płomieniem dając wodę
i azot:
4 NH3+3O2 = 2N2+6H2O+216 kcal
W obecności katalizatora platynowego amoniak spala się
w temperaturze ok.. 8000C na tlenek azotu:
4 NH3+5O2 = 4NO+6H2O+302 kcal
a. przejawiające się
własności
zasadowe
b. dymy NH4Cl
Pochodne amoniaku
AMIDKI:
Amidek sodowy NH2Na otrzymuje się przepuszczając gazowy
amoniak nad metalicznym sodem w temp. 200 – 3000C:
2NH3+2Na = 2NH2Na+H2
Jest to biała krystaliczna substancja ulegająca łatwo działaniu
wody:
NH2Na+H2O = NH3+NaOH
IMIDKI:
NHLi2 lub NHCa
AZOTKI:
Pod działaniem wody ulegają rozkładowi z wydzieleniem
amoniaku:
Mg3N2+6H2O = 3Mg(OH)2+2NH3
Azotek magnezu powstaje w wyniku spalenia Mg w
atmosferze azotu:
3Mg+N2 = Mg3N2
Otrzymywanie PH3, AsH3, SbH3,BiH3
Działanie kwasami na fosforki lub arsenki metali, na stopy
antymonu lub bizmutu z metalami:
Mg3Sb2+6HCl = 3MgCl2+2SbH3
Działanie wodoru in statu nascendi na wolne pierwiastki lub na
ich związki ulegające redukcji z wytworzeniem wolnego
pierwiastka ( metoda Marsha):
H3AsO3+6H = 3H2O+AsH3
Trójwodorki P, As, Sb, i Bi:
-
są gazami o nieprzyjemnym zapachu
są toksyczne
w czasie ogrzewania ulegają rozkładowi
własności zasadowe : niezbyt silne ale wyraźne w przypadku
amoniaku, zaznaczają się bardzo słabo dla fosforowodoru,
zupełnie ich nie wykazują AsH3, SbH3 i BiH3
- wykazują własności redukujące
Związki typu X2H4
Hydrazyna
Dwufosfina
N2H4
P2H4
HYDRAZYNA
OTRZYMYWANIE Hydrazyny:
Utlenianie amoniaku kwasem chlorowym (I):
NH3+NaClO = NaOH+NH2Cl
NH2Cl+NH3 = N2H4+HCl
- w temp. pokojowej jest bezbarwną cieczą
- wykazuje własności toksyczne
- silny środek redukujący
- redukują sole żelazowe do żelazawych, wydzielają złoto,
srebro i platynę z roztworu ich soli
Dwufosfina
- jest o ciecz o silnych własnościach redukujących
zapalająca się w zetknięciu z powietrzem
- nie wykazuje własności zasadowych
- pod wpływem światła ulega rozkładowi na fosforiak i
fosfor:
6P2H4 = 8PH3+P4
Związki azotowców z fluorowcami
Związki typu YX3 oraz YX5 , wyjątki: azydek chloru ClN3
lub dwuhalogenki PCl2 (P2Cl4)
Trihalogenki:
- wiramidalna budowa cząsteczki, hybrydyzacja sp3 z
jedną wolną parą elektronową
- wiązania wykazują dominujący charakter kowalencyjny
- BiF3 , SbF3 – charakter wiązania zbliżony do jonowego
- mała trwałość trihalogenków azotu z wyjątkiem NF3
- pozostałe trwałe zarówno w temperaturze pokojowej jak
i podwyższonej
- ulegają w roztworach wodnych hydrolizie z wyjątkiem
NF3
Pięciohalogenki azotowców YX5
- cząsteczki o budowie bipiramidy trygonalnej – hybrydyzacja
sp3d
- trwałość maleje w miarę wzrostu liczby atomowej obu łączących
się pierwiastków
- fluor tworzy pięciofluorki ze wszystkimi azotowcami
- chlor tworzy je tylko z fosforem i antymonem
- brom i jod wyłącznie z fosforem
Azot tworzy tlenki na każdym ze swych
całkowitych stopni utlenienia, od I do V;
właściwości tlenków i kwasów tlenowych
można wytłumaczyć, biorąc pod uwagę
stopień utlenienia azotu.
azotu
Tlenki i tlenowe kwasy azotu
Wzór
Stopień
utlenienia
azotu
Nazwa
Kwas
odpowiadający
tlenkowi
N2 O
+1
Podtlenek azotu
NO
+2
Tlenek azotu
H2N2O2 kwas
podazotawy
-
N2O6
+3
NO2
+4
Tritlenek
dwuazotu
Dwutlenek
azotu
Czterotlenek
dwuazotu
Pięciotlenek
dwuazotu
N2O4
+4
N2O5
+5
HNO2 kwas
azotawy
HNO2+HNO3
HNO3 kwas
azotowy
Otrzymywanie tlenków azotu
Podtlenek azotu N2O, powstaje w wyniku łagodnego ogrzewania
azotanu amonu:
NH4NO3 = N2O+2H2O
- jest gazem bezbarwnym, o słodkawym zapachu
-
dobrze rozpuszcza się w tłuszczach
w małych ilościach nietoksyczny
- hybrydyzacja sp centralnego atomu azotu
- budowa liniowa cząsteczki
Tlenek azotu NO, na skalę przemysłową otrzymujemy metodą
katalitycznego spalania amoniaku:
4NH3+5O2 = 4NO+6H2O
- bezbarwny gaz
- wykazuje trwały moment magnetyczny – jeden niesparowany
elektron
Tritlenek dwuazotu N2O3,otrzymuje się w postaci intensywnie
niebieskiej cieczy oziębiając poniżej -100C równocząsteczkową
mieszaninę NO i NO2, którą uzyskujemy redukując HNO3 za
pomocą arszeniku:
4HNO3+4H2O+As4O6 = 4H3AsO4+2NO+2NO2
Tritlenek dwuazotu jest bezwodnikiem kwasu azotawego, który
powstaje gdy mieszaninę NO i NO2 wprowadza się do wody
N2O3+H2O = 2HNO2
NO+NO2 = N2O3
- kondensuje na ciemnoniebieską ciecz
- krzepnie w temp.-1000C na jasnoniebieską
substancję stałą
- z czasem staje się zielona w wyniku
rozkładu na NO2, żółtobrunatny gaz
•
Tritlenek dwuazotu jest bezwodnikiem kwasu azotawego, który
powstaje gdy mieszaninę NO i NO2 wprowadza się do wody
N2O3+H2O = 2HNO2
NO+NO2 = N2O3
-
Kondensuje na ciemnoniebieską ciecz
Krzepnie w temp.-1000C na jasnoniebieską
substancję stałą
Z czasem staje się zielona w wyniku
rozkładu na NO2, żółtobrunatny gaz
• Ditlenek azotu NO2, powstaje w wyniku reakcji
pomiędzy tlenkiem azotu NO i tlenem:
2NO+O2 = 2NO2
- brunatny duszący i trujący gaz, wpływa na barwę
i zapach smogu
- w stanie stałym istnieje tylko dimer, gaz kondensuje na
bezbarwną substancję stałą
- NO2 dysproporcjonuje, rozpuszczając się w wodzie:
3NO2+H2O = 2HNO3+NO
-
atmosferyczny ditlenek azotu
powstawania kwaśnego deszczu
przyczynia
się
do
Pięciotlenek dwuazotu N2O5, otrzymuje się za pomocą
odwodnienia HNO3 pięciotlenkiem fosforu:
2HNO3+P2O5 = 2HPO3+N2O5
- bezbarwne ciało stałe
- łatwo ulega rozkładowi na czterotlenek azotu orz tlen
- energicznie łączy się z wodą tworząc HNO3
Kwas azotowy HNO3, otrzymywanie:
otrzymywanie
1. Otrzymywanie amoniaku metodą Habera i Boscha
2. Katalityczne spalanie amoniaku do NO metodą
Ostwalda. W obecności nadmiaru powietrza NO utlenia
utlenia się natychmiast do NO2
do NO2
odzie w obecności powietrza:
ietrza:
O3+HNO2
ztworu:
2NO+H2O
nieniu:
(N2O4)
Tlenki i kwasy tlenowe P, As, Sb, Bi
Związki fosforu, arsenu, antymonu
i bizmutu z tlenem
fosfor
arsen
antymon
bizmut
P4O6
As4O6
Sb4O6
Bi2O3
(PO2)4
(AsO2)n
(SbO2)n
-
P4O10
As4O10
Sb4O10
-
Tlenki fosforu mają struktury złożone z
tetraedrycznych jednostek PO4; tlenki te
P4O6
i P4O10 są bezwodnikami kwasów
odpowiednio: fosforawego i fosforowego.
Polifosforany to rozbudowane struktury
wykorzystywane przez żywe komórki do
gromadzenia i przekazywania energii
Otrzymywanie Trójtlenków P, As, Sb, Bi
• Trójtlenek fosforu otrzymuje się
spalając fosfor z ograniczonym
dostępem powietrza; ograniczenie to
nie jest istotne w przypadku
otrzymywania trójtlenków arsenu,
antymonu i bizmutu.
P4 + 3O2 → P4O6
P4O10
P4O6
As4O6 – arszenik
- jest silną trucizną
- w wodzie rozpuszcza się niezbyt obficie – daje roztwory
o odczynie słabo kwaśnym
Sb4O6
- w wodzie rozpuszcza się bardzo słabo
- występuje w dwóch odmianach krystalicznych:
Odmiana regularna –senarmontyt
Odmiana rombowa – walentynit
Bi2O3
- kremowobiały proszek ciemniejący w czasie ogrzewania
- wykazuje wyraźne własności zasadowe
- rozpuszcza się w kwasach tworząc sole bizmutowe
Tlenowe kwasy fosforu
Tlenowe kwasy fosforu
Nazwa kwasu
Wzór
Kwas podfosforawy
H3PO2
Kwas ortofosforawy
H3PO3
Kwas podfosforowy
H2P2O6
Kwas ortofosforowy
H3PO4
Kwas pirofosforowy
H4P2O7
Kwas ortotrifosforowy
H5P3O10
Kwas metatrifosforowy
H3P3O9
Kwas metaczterofosforowy
H4P4O12
W związkach tych fosfor przyjmuje
zawsze liczbę koordynacyjną 4 i nie
tworzy wiązań podwójnych
Otrzmywanie H3PO4
1.
Hydroliza pięciotlenku fosforu:
P4O10+6H2O = 4H3PO4
2. Otrzymywanie H3PO4 skalę techniczną:
Ca3(PO4)2+3H2SO4 = 3CaSO4+2H3PO4
Minerały fosforanowe
Fosforyt Ca3(PO4)2
Apatyt Ca3(PO4)2
· Ca(Cl, F)2
Superfosfat uzyskuje się za pomocą działania kwasu
siarkowego na fosforyt:
Ca3(PO4)2+2H2SO4 = Ca(H2PO4)2+2CaSO4
Kwasy ortofosforowe – budowa łańcuchowa cząsteczki
Kwasy metafosforowe – budowa pierścieniowa cząsteczki
Struktura jonów kwasu:
a. ortojednofosforowegoPO43b. ortodwufosforowego P2O74c. ortotrifosforowego P3O105d. ortoczterofosforowego P4O136-
Sole kwasów metafosforowych
Metatrifosforan sodowy Na3P3O9
Czterofosforan sodowy Na4P4O12
Fosforany sodowe
Tlenowe kwasy arsenu
Kwas ortoarsenawy H3AsO3:
As4O6+6H2O = 4H3AsO3
Kwas metaarsenawy HAsO2:
As4O6+2H2O = 4HAsO2
Kwas arsenowy H3AsO4:
•Utlenianie wolnego arsenu lub As4O6 stężonym
kwasem azotowym lub innymi środkami
utleniającymi. Odparowanie uzyskanego w ten
sposób roztworu prowadzi do wydzielenia H3AsO4
w postaci bezbarwnych, łatwo rozpuszczalnych
kryształów.
Kwasy antymonowe i antymoniany
Kwasy antymonowe – uwodniony tlenek antymonowy:
Sb2O5 · xH2O
Antymoniany:
Sześciohydroksyantymonian potasu: K[Sb(OH)6]
Sześciohydroksyantymonian sodu: Na[Sb(OH)6]
Związki azotowców z siarką
Związek azotu z siarką
Związki fosforu z siarką
Związek antymonu z siarką