Heksatlenek tetrafosforu
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny

P4O6

Inne wzory

P
2O
3 (wzór empiryczny)

Masa molowa

219,89 g/mol

Wygląd

białe, miękkie kryształy o zapachu czosnku[1]

Identyfikacja
Numer CAS

12440-00-5 (P
4O
6)
1314-24-5 (P
2O
3)

PubChem

123290 (P
4O
6)
14810 (P
2O
3)

Podobne związki
Podobne związki

tlenki fosforu, N
2O
3

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Heksatlenek tetrafosforu, nazwa Stocka: tlenek fosforu(III), P
4O
6 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków kwasowych, w którym fosfor występuje na III stopniu utlenienia. Wzór empiryczny tego związku to P
2O
3, który nie odzwierciedla jego prawdziwej struktury, z czterema atomami fosforu i sześcioma atomami tlenu w cząsteczce (P
4O
6)[1].

Otrzymywanie

Uzyskuje się go poprzez kontrolowane utlenianie fosforu mieszaniną tlenu (75%) i azotu pod zmniejszonym ciśnieniem w temp. ok. 50 °C[3]:

P
4 + 3O
2 → P
4O
6

Tworzy się także podczas spalania fosforu przy ograniczonym dostępie powietrza[5][6][8]. Można go stosunkowo łatwo oddzielić od tworzącego się również P
4O
10 dzięki znacznie większej lotności[5][6].

Nie można go natomiast otrzymać przez dehydratację H
3PO
3[5][6] (mimo że jest bezwodnikiem tego kwasu).

Właściwości

Właściwości atomowe

Jego cząsteczka zbudowana jest z czterech atomów fosforu i sześciu atomów tlenu tworzących symetryczny układ przestrzenny typu adamantanu, podobnie jak P
4O
10; natomiast N
2O
3 jest monomerem[5][6].

Właściwości fizyczne

Tworzy miękkie, woskowate, białe kryształy. Jego gęstość wynosi 2,13 g/cm³. Jest związkiem lotnym; topi się w temp. 23,8 °C, a wrze w 173,1 °C[1][5][6][7].

Właściwości chemiczne

Rozkład termiczny

Ogrzewany długi czas w zatopionej ampułce w 210 °C ulega dysproporcjowaniu do czerwonego fosforu i tetratlenku difosforu[5][6]:

2P
4O
6 → 2P + 3P
2O
4

W wyższych temperaturach (do 400 °C) obok fosforu tworzą się mieszaniny różnych tlenków fosforu[3].

Reakcja z wodą

Reaguje powoli z zimną wodą, dając kwas fosfonowy[5][6][2][3][4]:

P
4O
6 + 6H
2O → 4H
3PO
3

Z gorącą wodą reakcja ma przebieg gwałtowny i odmienny, z dysproporcjowaniem do czerwonego fosforu, fosforowodoru, kwasu fosforowego i innych związków[5][6][2][4].

Utlenianie

Jest związkiem palnym. Po ogrzaniu na powietrzu ulega samozapłonowi w 70 °C (jeżeli jest zanieczyszczony fosforem, samozapłon następuje w temperaturze pokojowej)[5][6][3]. W wyniku tej reakcji powstaje P
4O
10[5][6]:

P
4O
6 + 2O
2 → P
4O
10

Reagując z ozonem w temperaturze pokojowej utlenia się do P
4O
10 i tlenków mieszanych P(III)/P(V)[9]. Natomiast w niskiej temperaturze (−78 °C) ulega reakcji cycloaddycji [1+3], tworzy ozonek o wzorze P
4O
18[9][10]:

P
4O
6 + 4O
3 → P
4O
18

Struktura przestrzenna wyjściowego P
4O
6 pozostaje w tej reakcji nienaruszona, a do każdego atomu fosforu przyłącza się cząsteczka O
3, tworząc cztery dodatkowe pierścienie czteroczłonowe (z ozonem podobnie reagują w niskich temperaturach estry fosforynowe (RO)
3P)[9]. Ozonek P
4O
18 rozkłada się powyżej −35 °C do dekatlenku tetrafosforu i tlenu[9][10]:

P
4O
18 → P
4O
10 + 4O
2↑

Inne reakcje

W reakcji z chlorowodorem tworzy H
3PO
3 i trichlorek fosforu[5][6]:

P
4O
6 + 6HCl → 2H
3PO
3 + 2PCl
3

Reaguje, często gwałtownie, z wieloma substancjami organicznymi i nieorganicznymi. Z bromem i chlorem i jodem tworzy halogenki fosforu[5][6].

Szkodliwość

Jest silnie trujący[5].

Przypisy

  1. 1 2 3 tetraphosphorus hexaoxide, [w:] Chemical Entities of Biological Interest, European Bioinformatics Institute, CHEBI:37372 [dostęp 2020-11-12] (ang.).
  2. 1 2 3 4 Phosphorus trioxide, [w:] PubChem, United States National Library of Medicine, CID: 14810 [dostęp 2020-11-12] (ang.).
  3. 1 2 3 4 5 Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 503–506, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
  4. 1 2 3 Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, London: McGraw-Hill, 2003, s. 707, ISBN 0-07-049439-8 (ang.).
  5. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 Tetraphosphorous hexoxide P2O3, [w:] Arnold Frederick Holleman, Nils Wiberg, Egon Wiberg, Inorganic chemistry, wyd. 101, San Diego: Academic Press, 2001, s. 710–711, ISBN 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955 (ang.).
  6. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 Diphosphortrioxid P2O3, [w:] Arnold Frederick Holleman, Nils Wiberg, Egon Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Band 1 Grundlagen und Hauptgruppenelemente, wyd. 103, Berlin/Boston: Walter de Gruyter, 2017, s. 897–898, DOI: 10.1515/9783110495850, ISBN 978-3-11-049585-0 (niem.).
  7. 1 2 3 CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 4-80, ISBN 978-0-8493-0488-0 (ang.).
  8. ↑ Geoff Rayner-Canham, Tina Overton, Descriptive Inorganic Chemistry, Freeman & Co, 2010, s. 393, ISBN 978-1-4292-2434-5 (ang.).
  9. 1 2 3 4 Anton Dimitrov i inni, The First Ozonide of a Phosphorus Oxide—Preparation, Characterization, and Structure of P4O18, „Angewandte Chemie International Edition”, 42 (22), 2003, s. 2484–2486, DOI: 10.1002/anie.200351135 [dostęp 2024-02-14] (ang.).
  10. 1 2 Ralf Steudel, Chemie der Nichtmetalle. Synthesen – Strukturen – Bindung – Verwendung, wyd. 4, Walter de Gruyter, 2014, s. 407–408, DOI: 10.1515/9783110307979, ISBN 978-3-11-030439-8 (niem.).
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.