фосфора кислоты

ФОСФОРА КИСЛОТЫ

кислородные кислоты фосфора в степенях окисления от +1 до +5. Построены из структурных единиц XYP(O)OH, где X и Y — О, P, H либо орг. радикал (см. фосфорорганические соединения). Сокращенная запись формул

Ф. к. по Блазеру и Вормсу (-кислота — фосфорная кислота (ортофосфорная) H₃PO₄ (VIII).

В кристаллич. состоянии выделены кислоты: одноосновные H₃PO₂, (HPO₃)_n; двухосновные H₄P₂O₅ — кислота].

Анионной конденсацией H₃PO₄ с отщеплением воды получают конденсированные кислоты, в молекулах которых тетраэдрич. группы PO₄, соединенные между собой через общий атом О, образуют цепи (полифосфорные кислоты), кольца (м е — тафосфорные кислоты), разветвленные структуры (ультрафосфорные кислоты):

При

.

Это сильные или средней силы кислоты: для Р₃-кислоты рК₂ 1,2, pK₃ 2,1, pK₄ 5,7, pK₅ 8,6; для P_4с-кислотыI рК₁ 2,6, pK₂ 6,4, рК₃ 8,8, рК₄ 11,4.

Существуют конденсированные Ф. к. с разным сочетанием атомов P в разл. степенях окисления. К ним м. б. отнесены изомеры трифосфорных кислот H₅P₃O₉ . Известны надфосфорные кислоты с терминальной или срединной пероксо-группой: пероксофосфорная (IX), пероксопирофосфорная

Фосфорноватистая кислота H₃PO₂: т. пл. 26,5 °C; плотн. 1,49 г/см³; −608,2 кДж/моль; К 8,9∙10⁻², при нагр. выше 50 °C начинает разлагаться на PH₃, красный P, H₃PO₄ и H₂; хорошо раств. в воде, этаноле, диэтиловом эфире; сильный восстановитель, напр. при никелировании металлов; образует соли — гипофосфиты неорганические, напр. Na(H₂PO₂)∙H₂O; получают ее взаимод. гипофосфитов с H₂SO₄ или щавелевой кислотой, окислением PH₃ иодом в слабокислой водной среде; используют как антиоксидант для алкидных смол, светостабилизатор для полиамидов и поливинилхлорида, стабилизатор пены при получении пенополиуретанов.

Фосфорноеатая кислота H₄P₂O₆: т. пл. 70 °C; −1638,6 кДж/моль; K₁ 6∙10⁻³, K₂ 5∙10⁻³, К₃ 5,4∙10⁻⁸, K₄ 9,3∙10⁻¹¹; образует моно- и дигидраты, на воздухе расплывается; раств. в воде, в конц. водных растворах выше 30 °C разлагается на H₃PO₃ и H₃PO₄; окисляется KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ до H₃PO₄; получают окислением воздухом растворов H₃PO₃ или P, взаимод. хлорной извести с P. Соли H₄P₂O₆ — гипофос — фаты, напр. Na₂H₂P₂O₆∙6H₂O, Na₄P₂O₆∙10H₂O; соли щелочных металлов хорошо раств. в воде, щел.-зем. и тяжелых металлов не раств.; при нагр. в воде гидролизуются до гипофосфитов и фосфатов.

Фосфористая кислота H₃PO₃: т. пл. 73,6 °C; плотн. 1,65 г/см³; ΔH⁰_обр-970,6 кДж/моль; K₁ 5,1∙10⁻², K₂ 1,8∙10⁻⁷; растворимость в воде 75,6% по массе (О °C), 87,4% (40 °C); при нагр. в воде окисляется до H₃PO₄ с выделением H₂; восстановитель, осаждает Pt, Pd, Ag, Au и др. металлы из растворов их солей; получают гидролизом PCl₃, растворением P₂O₃ в воде или взаимод. солей H₃PO₃ с H₂SO₄. Соли H₃PO₃ — фосфиты, напр. NaH₂PO₃∙2,5H₂O; плохо раств. в воде (кроме солей щелочных металлов); при нагр. разлагаются на ортофосфаты и производные P в низших степенях окисления; в водных растворах легко окисляются до ортофосфатов; получают нейтрализацией H₃PO₃ гидроксидами металлов; восстановители в неорг. синтезе, стабилизаторы поливинилхлорида (фосфит Pb).

Пирофосфорная кислота H₄P₂O₇ существует в двух полиморфных модификациях с т. пл. 54,3 и 71,5 °C, т. пл. смеси 61 °C; −2248,8 кДж/моль; К₁ 10⁻¹, K₂ 10⁻², K₃ 2,7∙10⁻⁷, K₄ 2,4∙10⁻¹⁰; растворимость в воде 87,6% по массе (23 °C); образует моно-, пента- и гексагидраты; получают упариванием H₃PO₄, взаимод. P₂O₅ с H₃PO₄ с послед. кристаллизацией из раствора при соотношении H₂O: P₂O₅ = 2, ионным обменом из растворимых в воде пирофосфатов. Соли H₄P₂O₇ — пирофосфаты (см., напр., натрия фосфаты).

О солях и эфирах Ф. к. см. фосфаты конденсированные, фосфаты неорганические, фосфаты органические, фосфиты органические.

^{Лит.: Продан Е.А., Продан Л.И., Ермоленко H. Ф., Триполи-фосфаты и их применение, Минск, 1969, с. 286–93; Корбридж Д., Фосфор. Основы химии, биохимии, технологии, пер. с англ., М., 1982, с. 112–89.}

_{Е. А. Продан}