Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
290
Добавлен:
07.01.2014
Размер:
23.81 Кб
Скачать
1. Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Для фосфора характерны следующие степени окисления: -3 (фосфин РН3), +1 (гипофосфит натрия NaH2PO2), +3 (трихлорид фосфора РCl, фосфористая кислота Н3РО3), +5 [оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р2O5, фосфорная кислота Н3РO4 и ее соли NaH2PO4, Na2HPO4·12H2O, Na3PO4·12H2O, Са3(РO4)2, Са(Н2РO4)2, СаНPO4, соли полифосфорных кислот nP2O5·mH2O – полифосфаты, пентахлорид фосфора РCl, оксид-трихлорид фосфора POCl3].

2. Природные ресурсы. Содержание фосфора в земной коре составляет 9,3 · 10–2 %. Основными минералами фосфора являются фосфорит Са3(PO4)2 и апатит 3Са3(PO4)2·СаХ2 (X = F, Cl, ОН).
Фосфор – необходимый элемент для живых организмов. Кости человека состоят в основном из гидроксилапатита, эмаль зубов содержит гидроксилапатит с примесью фторапатита. Кроме того, фосфор входит в состав мышц, мозга и других тканей. Содержание фосфора в человеческом организме составляет около 1% от его массы.

3. Получение. Фосфор получают при нагревании в электрических печах фосфата кальция с углеродом (коксом) и оксидом кремния (песком):
Са3(PO4)2 + 5С + 3SiO2 2Р(г) + ЗCаSiO3 + 5СО
Пары фосфора конденсируют под водой, при этом образуется белый фосфор.

4. Свойства. Известно 11 аллотропных форм фосфора; наиболее изучены белый (желтый), красный и черный фосфор.
Пар белого фосфора состоит из молекул Р4 (все другие формы фосфора при испарении также дают Р4); выше 800° С молекулы P4 распадаются на Р2. При быстром охлаждении паров фосфора получается белый фосфор. Это белое со слабым желтым оттенком кристаллическое вещество, т. пл. 44° С, т. кип. 257° С. Имеет своеобразный запах. Очень мягкий (мягче, чем воск). Белый фосфор легко окисляется и его хранят под водой и в темноте (на свету идет превращение в красный фосфор).
Белый фосфор – огнеопасное и чрезвычайно ядовитое вещество. Он легко загорается (возможно самовоспламенение), темп. воспламенения »40 °С. Его легко зажечь, дотронувшись до него пробиркой с горячей водой. Горение сопровождается разбрызгиванием, брызги горящего фосфора вызывают исключительно тяжелые ожоги кожи. Отравление белым фосфором может происходить и через кожу, так как фосфор растворим в жировой ткани. При постоянном воздействии малых количеств фосфора происходит хроническое отравление организма, сопровождающееся разрушением костей. Сильно ядовиты также соединения фосфора низких степеней окисления.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из тетраэдрических молекул P4, d(Р–Р) = 221 пм. Такая структура обусловливает низкую температуру плавления, высокую летучесть, большую растворимость белого фосфора в неполярных растворителях (особенно CS2) и высокую химическую активность, что объясняется значительной напряженностью связей (угол Р–Р–Р очень мал).
Красный фосфор – темно-красное мелкокристаллическое малолетучее вещество. Нерастворим в органических растворителях. Это наиболее используемая форма фосфора. Его получают из белого фосфора длительным (»50 ч) нагреванием без доступа воздуха в закрытом сосуде при 280-340° С. Превращение ускоряют малые количества иода. Хотя для процесса перехода Р (белый) > P(красный) DG° = -12 кДж, однако этот переход при комнатной температуре происходит очень медленно.
Красный фосфор не вполне однородный продукт, его свойства несколько зависят от условий получения. По-видимому, красный фосфор состоит главным образом из очень мелких кристаллов фиолетового фосфора, который можно получить в чистом виде кристаллизацией раствора фосфора в расплавленном свинце. При нагревании до 423° С красный фосфор возгоняется, при охлаждении его пара образуется белый фосфор.
Красный фосфор почти не ядовит и менее огнеопасен, чем белый. Температура воспламенения »240° С. Самовозгорание красного фосфора не происходит, однако зажечь его легко, и горение протекает очень бурно. С окислителями образует сильно взрывчатые смеси, поэтому работа с ним требует большой осторожности.
Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор. Он образуется из белого фосфора при »1,2 ГПа и 200°С. Снижение давления до атмосферного не приводит к обратному переходу в белый фосфор. Черный фосфор получают также длительным нагреванием белого фосфора при 400°С в присутствии катализатора – мельчайших капель ртути. Черный фосфор по внешнему виду и свойствам напоминает графит, жирный на ощупь, легко разделяется на чешуйки. Полупроводник. При комнатной температуре он ни в чем не растворяется. Химически малоактивен. Неядовит, температура его воспламенения равна 490° С. Кристаллическая решетка черного фосфора состоит из «ребристых» слоев атомов, расстояние между которыми 368 пм
Конфигурация внешних электронных оболочек невозбужденного атома фосфора 3s23p3, ей отвечает заполнение орбиталей:
Фосфор является электронным аналогом азота, однако наличие во внешнем электронном слое атома свободных d-орбиталей обусловливает различие свойств соединений фосфора и азота. Это различие аналогично тому, которое наблюдается при переходе от углерода к кремнию, и связано с образованием донорно-акцепторных p-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, в частности, кислородом. Поэтому при переходе от N к Р прочность связей Э–Н вследствие увеличения размера атома снижается, а связи Э–O значительно упрочняются.
Образование донорно-акцепторных связей Р–O подтверждают следующие данные:
d(N – H) = 100,8 пм d(N – O) » 126 пм
d(P – H) = 142 пм d(P – O) » 146 пм
Разность между длинами связей Э – O (20 пм) меньше, чем разность между длинами связей Э – Н (41 пм) вследствие упрочнения связи Р – O за счет донорно-акцепторного взаимодействия. При отсутствии такого взаимодействия связь Р – O имела бы длину »176 пм. К аналогичным выводам приводят данные об эффективных зарядах:
Если бы не было донорно-акцепторных p-связей, то соотношение эффективных зарядов атомов азота и фосфора было бы обратным, так как азот более электроотрицателен, чем фосфор. Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородсодержащих соединений фосфора.
Фосфор легко реагирует с галогенами, серой, многими металлами, растворяется в конц. HNO3:
3Р + 5HNO3 + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO
При сильном нагревании фосфор реагирует с водой:
2Р + 8H2O 2H3PO4 + 5Н2
Медленное окисление белого фосфора на воздухе (но не в чистом кислороде) сопровождается свечением – хемилюминесценцией, свечение наблюдается также при окислении некоторых соединений фосфора (РH3 и др.).

5. Соединения. В отличие от азота фосфор не реагирует с водородом. Фосфин РH3 получают гидролизом фосфида кальция
Са3P2 + 6H2O ® 3Са(ОН)2 + 2РH3
или нагреванием белого фосфора с концентрированным раствором щелочи, при этом происходит реакция диспропорционирования:
P40 + 3NaOH + 3H2O ® Р–3H3 + 3NaH2P+O2
Фосфин – газ с неприятным запахом (гнилой рыбы), т. пл. -133° С, т. кип. -88° С. Мало растворим в воде и в отличие от NH3 не реагирует с ней. Очень ядовит.
С сильными кислотами РH3 образует соли фосфония, аналогичные солям аммония, но значительно менее прочные. В воде они полностью гидролизуются.
Фосфин – энергичный восстановитель. На воздухе он окисляется, конечный продукт окисления – фосфорная кислота H3PO4.
Дифосфин Р2Н4 (аналог гидразина) – жидкость, т. пл. -99° С, т. кип. 63° С. На воздухе самовоспламеняется. В отличие от гидразина Р2Н4 не образует прочных аддуктов с кислотами Льюиса. Дифосфин образуется в качестве побочного продукта при получении РH3 гидролизом фосфидов.
При недостатке воздуха или медленном окислении белого фосфора получают оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид Р4O6, а при избытке воздуха или в кислороде – оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р4O10. Окисление P4 кислородом протекает только в определенном интервале концентраций O2, который зависит от ряда факторов, в частности, от температуры; это связано с цепным механизмом процесса. Оксид Р4O10 образуется также при нагревании других форм фосфора в избытке кислорода.
Строение молекул Р4O6 и Р4O10 показано на рис. 3.44. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора, характерное для Р4, вероятно, поэтому белый фосфор очень легко окисляется. Структура Р4O10 аналогична структуре соединений Si+4 (см. разд. 7.4.2): вокруг каждого атома Р расположены четыре атома О, и смежные тетраэдры смыкаются вершинами. Тетраэдрическое окружение атома фосфора другими атомами реализуется также в большинстве других кислородсодержащих соединений. В этом проявляется отличие фосфора от азота и сходство фосфора с кремнием.
Оксид фосфора (III) Р4O6 – белое кристаллическое вещество, т. пл. 24° С, т. кип. 175° С. При нагревании распадается
Р4O6 (Р2O4)n + Р (красный); n = 2 – 6
Оксид фосфора (V) Р4O10 – белый порошок, очень гигроскопичный, превосходит по интенсивности осушающего действия все известные вещества. Известно несколько форм этого оксида. a-Модификация состоит из отдельных молекул Р4O10. Возгоняется при 359° С. При ее нагревании получается более плотная полимерная b-модификация, состоящая из слоев тетраэдров (PO4), содержащих циклы из 10 таких тетраэдров. При длительном нагревании этой модификации образуется еще более плотная g-модификация, имеющая трехмерную структуру с циклами из 6 тетраэдров (PO4). Формулу фосфорного ангидрида часто записывают Р2O5, поскольку невозможно кратко указать молекулярный состав разных форм.
Известно много кислородсодержащих кислот фосфора. Их можно разделить на две группы: кислоты, где степень окисления фосфора меньше + 5 (они содержат связи Р–Н или Р–Р) и кислоты, содержащие Р (они не имеют связей Р–Н и Р–Р). Кислоты, содержащие низкие степени окисления фосфора, обычно легко окисляются кислородом.
Фосфорноватистая, или гипофосфористая кислота H3PO2, не имеющая ангидрида, – довольно сильная одноосновная кислота (K = 8,5·10–2). Строение молекулы H3PO2 таково:
Фосфорноватистую кислоту получают по реакции:
2Р4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O ® 2РH3 + 3Ва(Н2PO2)2
Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 ® BaSO4Ї + 2H3PO2
Соли фосфорноватистой кислоты – гипофосфиты – обычно хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и H3PO2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их практически ценной особенностью является способность восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Сu и др.) до свободного металла. Сама кислота H3PO2 при этом окисляется до фосфористой кислоты H3РО3
Ni2+ + 2H2PO2– + 2H2O ® Ni0 + 2Н2PO3– + Н2 + 2H+
С помощью таких реакций можно получать прочные металлические покрытия. Для этого покрываемую поверхность сначала активируют, обрабатывая ее растворами PdCl2 и SnCl2. Микроскопические частицы металлического палладия, выделившиеся в результате реакции
Pd2+ + Sn2+ ® Pd0 + Sn4+
служат катализатором при восстановлении гипофосфитом. Металл осаждается на активированной поверхности в виде плотного блестящего слоя. Методом химического металлирования можно покрывать неэлектропроводные вещества (стекло, керамику, пластмассы), для которых неприменимы электрохимические методы. При необходимости полученное покрытие можно усилить электроосаждением того же самого или другого металла. При покрытии металлической поверхности активация не требуется.
Ортофосфористая, или просто фосфористая кислота H3РО3 образуется при взаимодействии Р4O6 с холодной водой* или же при гидролизе РCl3. Это кристаллическое вещество, т. пл. 74° С. Является двухосновной кислотой средней силы: K1 = 8·10–3, K2 = 2,6·10–7. Для H3РО3 возможно таутомерное равновесие:
* С горячей водой образуется смесь P4, РH3 и H3PO4.
которое в водном растворе практически полностью сдвинуто влево. Для обеих форм получены органические производные. При нагревании H3РО3 диспропорционирует:
4H3РО3 ® 3H3PO4 + РH3
Большинство солей фосфористой кислоты – фосфитов – мало растворимо в воде. Известны одно- и двузамещенные фосфиты. Фосфористая кислота и ее соли-сильные восстановители. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3.
Известны и другие кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли со связью Р–Н. Это пирофосфористая кислота Н4Р2O5, имеющая строение
Получены также соли полиметафосфористых кислот (HPO2)n.
Фосфорноватая кислота Н4P2О6 имеет строение
Это четырехосновная кислота средней силы (K1 = 6,4·10–3). Ангидрид ее неизвестен. (Известно соединение P2+4O4, но оно при взаимодействии с водой дает H3Р3+О3 и H3Р+5O4, т. е. диспропорционирует подобно N2+4O4.)
Фосфорноватая кислота образуется (наряду с другими кислотами фосфора) при медленном окислении белого фосфора во влажном воздухе. Соль ее – гипофосфат натрия – Na2H2P2O6 получают действием концентрированного раствора NaOH, содержащего H2O2, на красный фосфор. Свободную кислоту выделяют в виде Н4Р2O6·2H2O действием H2SO4 на ее бариевую соль. При хранении Н4Р2O6 постепенно разлагается. При нагревании ее растворов она диспропорционирует:
Н4Р2O6 + H2O ® H3РО3 + H3PO4
Восстановительные свойства Н4P2O6 выражены слабо, она окисляется (до фосфорной кислоты H3PO4) лишь под действием очень сильных окислителей, например КМnO4. Фосфорноватая кислота при хранении постепенно превращается в трехосновную фосфористофосфорную, которая имеет такой же состав Н4Р2O6, но отличается строением
Эту изополикислоту получают по реакции
РCl3 + 2H2O + H3PO4 ® 3НCl + Н4Р2O6
Соли данной кислоты называют фосфитофосфатами.
Далее рассмотрим кислоты фосфора, не содержащие связи Р–Н и Р–Р, а имеющие только связи Р–O. В этих кислотах фосфор имеет высшую степень окисления +5. Из них наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная и полифосфорные кислоты. Общая формула этих кислот nР2O5·mH2O. По структуре полифосфорные кислоты подразделяются на цепочечные и кольцевые.
Ортофосфорная кислота H3PO4 (ее часто называют просто фосфорной кислотой) имеет следующее строение:
Это твердое вещество, т. пл. 42° С. Обычно применяют » 80 %-ный раствор H3PO4. Фосфорную кислоту получают из фосфорита:
Са3(PO4)2 + 3H2SO4 ® 3CaSO4v + 2H3PO4
или взаимодействием с водой оксида Р2O5, полученного сжиганием фосфора:
Р2O5 + 3H2O ® 2H3PO4
(с водой реакция идет очень бурно, поэтому Р2O5 обрабатывают нагретым до 200° С концентрированным раствором H3PO4).
Расплавленная H3PO4 и ее концентрированные растворы обладают большой вязкостью, что обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей
Р–O Ч Ч ЧН–О–Р и Р–O Ч Ч Ч Н–ОН
H3PO4 – трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например НClO4, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности – образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)4] (ClO4).
Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.
Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) – слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) – щелочную. Так, рН 1 %-ных растворов NaH2PO4, Na2HPO4 и Na3PO4 соответственно составляют 4,6; 8,9 и 12,1. Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:
NaH2PO4 ® NaPO3 + H2O
2Na2HPO4 ® Na4P2O7 + H2O
Фосфаты при прокаливании не разлагаются, исключение составляет (NH4)3PO4.
Из полифосфорных кислот чаще приходится иметь дело с дифосфорной (пирофосфорной) кислотой Н4P2O7 и полиметафосфорными кислотами (НРО3)n (где n і 3), состоящими из циклов,:
Последних известно несколько, их часто обозначают общим названием «метафосфорная кислота» и записывают формулу НРО3. Полифосфорные кислоты легко образуют стекловидные фазы.
Дифосфорная кислота сильнее ортофосфорной, для Н4Р2O7 K1 »0,14, K2 = 3·10–2, K3=2·10–6, K4 = 6·10–9. Для этой кислоты известны кислые М2+Н2Р2O7 и средние M4+P2O7 соли. Первые хорошо растворимы в воде, вторые – мало растворимы.
Полифосфорные кислоты в водном растворе постепенно присоединяют воду и превращаются в фосфорную кислоту, однако при комнатной температуре эти реакции идут очень медленно (месяцы). Обратные процессы протекают при обезвоживании H3PO4:
H3PO4 Н4Р2O7 (НРО3)n
Триметафосфорная и тетраметафосфорная кислоты и т. д., образующиеся при обезвоживании Н4Р2O7 или при взаимодействии Р4O10 с малым количеством воды. Это кристаллические, хорошо растворимые в воде кислоты средней силы. При гидратации кислоты (НРО3)4 образуется тетрафосфорная кислота:
При сильном нагревании метафосфатов происходит последовательный переход с отщеплением Р4O10 (превращения, обратные превращениям фосфорных кислот при нагревании с потерей H2O):
мётафосфат ® пирофосфат ® ортофосфат
Известно много других полифосфатов, которым отвечают кислоты различной степени полимеризации (до n=90 и более). Полифосфаты образуются при нагревании гидрофосфатов и их смесей, например:
NaH2PO4 + 2Na2HPO4 ® Na5Р3О10 + 2H2O
2NaH2PO4 + 2Na2HPO4 ® Na6P4O13 + 3H2O
NaH2PO4 Na2H2P2O7 (NaPO3)n (NaPO3)3 (NaPO3)6
Для получения полифосфатов с анионами, состоящими из цепей тетраэдров PO4, соединенных вершинами, используют также реакцию щелочи с полиметафосфатами, например:
Na4P4O12 + 2NaOH Na6P4O13 + H2O
Известны две пероксокислоты: пероксимонофосфорная кислота H3РО3 и пероксодифосфорная кислота Н4P2O8, имеющие строение
Они образуются при взаимодействии P4O10 или (НРО3)n с пероксидом водорода H2O2. Получаемая анодным окислением гидрофосфата калия К2НPO4 соль К4Р2O8 довольно устойчива, она разлагается на дифосфат К4Р2O7 и O2 лишь при 340° С.
Фосфорные кислоты можно отличить друг от друга по их реакции с AgNO3, сопровождающейся выпадением осадков: Ag3PO4 – желтый осадок, Ag4P2O7 и AgPO3 – белые осадки. Кроме того, H3PO4 и Н4Р2O7 не свертывают яичный белок, а (НРО4)n свертывает его. Аналитической реакцией на ион РО43– является образование ярко-желтого осадка молибденофосфата аммония:
H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 2HNО3 (NH4)3PMo12O40·6H2O + 21NH4NO3 + 6Н2О
Для количественного определения РО43– осаждают фосфат магния и аммония NH4MgPO4 действием «магнезиальной смеси» – раствора, содержащего MgCl2, NH4OH и NH4Cl; NH4Cl необходим для того, чтобы не выпадал осадок Mg(OH)2.
Фосфор очень активно взаимодействует с галогенами. При избытке фосфора образуются тригалогениды фосфора РГз, при избытке галогенов – пентагалогениды фосфора РГ3. Иодид PI5 не образуется, сказываются пространственные затруднения. Соединения РГ3 и РГ5 являются галогенангидридами соответствующих кислот:
РClз + 3H2O ® H3РО3 + 3НCl
РCl3 + 4H2O ® H3PO4 + 5НCl
Вторая реакция протекает в две стадии, в первой из которых образуется оксид-хлорид фосфора:
РCl5 + H2O ® РОCl3 + 2НCl
Гидролиз галогенидов фосфора и РОCl3 необратим. Оксид-хлорид фосфора РОCl3 получают также взаимодействием РCl с Р4O10.
Решетка пентахлорида РCl5 состоит из тетраэдрического иона [PCl4]+ и октаэдрического иона [РCl6]–. Галогениды РГ3 имеют пирамидальное строение, РОГ3 – тетраэдрическое, РГ5(г) – треугольная бипирамида, ионы РГ6– – октаэдрические.
Трихлорид фосфора РCl3 – бесцветная жидкость, т. пл. – 90° С, т. кип. 75° С, пентахлорид фосфора РCl5 – белые кристаллы, т. пл. 159° C (возгоняются), оксид-хлорид фосфора РОCl3 – бесцветная жидкость, т. пл. 1° С, т. кип. 107° С. Эти соединения часто используют в препаративной химии, особенно в органических синтезах. Пентахлорид PCl5 и оксид-хлорид РОCl3 легко отщепляют хлор и являются удобными хлорирующими агентами. Указанные вещества обладают удушливым запахом и ядовиты.
При нагревании РCl5 и NH4Cl происходит реакция
nPCl5 + nNH4Cl ® (PNCl2)n + 4nHCl
Образовавшийся полимер фосфонитрилхлорида (PNCl2)n состоит из цепей атомов
Наличие донорно-акцепторной связи (она обозначена стрелкой) подтверждается тем фактом, что данное вещество не образует аддукт с ВF3, следовательно, атом азота не имеет переделенной электронной пары.
(PNCl2)n – прозрачное эластичное вещество, так называемый «неорганический каучук». Выдерживает нагревание выше 200°С. К сожалению, фосфонитрилхлорид сравнительно легко гидролизуется, это затрудняет его практическое использование. Заменой атомов Cl на органические радикалы можно получить водоустойчивые полимеры.
При нагревании данного полимера выше 300°С образуется жидкий циклический трифосфонитрилхлорид Р3N3Cl6 (рис. 3.45). Пунктиром схематично показаны электронные облака трехцентровых p-МО, образующихся из d-орбиталей атомов фосфора и р-орбиталей атомов азота. Против полной делокализации электронов свидетельствуют наблюдаемые в ультрафиолетовой области спектры электронных переходов полимерных циклических фосфонитрил-хлоридов. Эти спектры не похожи на спектры ароматических систем и мало отличаются для различных циклических структур, состоящих из атомов Р и N. Известно много производных Р3N3Cl6, получаемых заменой атомов хлора на органические и неорганические радикалы.
При слабом нагревании фосфор активно взаимодействует с серой. В зависимости от соотношения количеств Р и S образуются сульфиды фосфора различного состава:
Это желтые кристаллические вещества. Они легко воспламеняются и сгорают с образованием SO2 и Р4O10. Необратимо гидролизуются, давая H2S и кислоты фосфора.
При сильном нагревании фосфор взаимодействует с металлами, в результате получаются фосфиды. Наиболее активные металлы образуют солеподобные фосфиды, которые реагируют с водой с образованием фосфина и гидроксида металла. Многие фосфиды d-элементов имеют нестехиометрический состав, они обычно не разлагаются водой, являются полупроводниками.

6. Применение. Элементный фосфор используется для получения Р4O10, H3PO4 в органических синтезах, в спичечном производстве (небольшое количество красного фосфора наносится на боковую поверхность спичечной коробки). Фосфор входит в состав ряда металлических сплавов (фосфористые чугуны, бронзы и др.).
Фосфорный ангидрид Р4O10 – наиболее эффективный химический осушитель, он позволяет понизить парциальное давление H2O в газовых смесях до »10–3 Па.
Наибольшее количество соединений фосфора идет на производство удобрений. В качестве удобрения используют измельченный фосфорит Са3(PO4)2 (фосфоритная мука) и другие фосфаты и содержащие их смеси, получаемые по реакциям:
3Са3(PO4)2·CaF2 + 2H2O(г) 3Са3(PO4)2·Са(ОН)2 (обесфторенный фосфат)+ 2HF(г)
Са3(PO4)2 + 2H2SO4 ® Са(Н2PO4)2 + 2CaSO4·2H2O (простой суперфосфат)
Са3(PO4)2 + 4H3PO4 ® 3Са(Н2PO4)2 (двойной суперфосфат)
Са3(PO4)2 + H2SO4 + 2H3PO4 ® 2Са(Н2PO4)2 + CaSO4 (суперфосфат обогащенный)
H3PO4 + Са(ОН)2 ® СаНPO4·2H2O(преципитат)
Применяют также нитрофоску, получаемую сплавлением (NH4)2HPO4, NH4NO3 и КCl или K2SO4, фосфатный шлак и некоторые другие фосфорные удобрения. Необходимость химической переработки природного соединения фосфорита Са3(PO4)2 обусловлена его малой растворимостью в воде. Фосфоритная мука имеет лишь ограниченное применение (используется для удобрения кислых почв). Наиболее дешевое удобрение – суперфосфат. Однако он содержит балласт CaSO4·2H2O. По другой технологии получают H3PO4, двойной суперфосфат и отход CaSO4·0,5H2O.
Фосфаты, полифосфаты и пероксофосфаты щелочных маталлов входят в состав моющих средств. Полифосфаты используют как умягчители воды: с ионами Са2+ и Mg2+ образуются хелатные комплексы и это препятствует появлению накипи. Полифосфаты являются хорошими ингибиторами коррозии металлов.
Дифосфаты входят в состав многих электролитов для получения гальванических покрытий. Их благоприятное действие на структуру получаемых осадков связано с прочным комплексообразованием, обусловленным хелатным эффектом (при электроосаждении металлов, как правило, желательно иметь малую концентрацию несвязанных ионов металла при большом общем содержании соединений металла в растворе).
Хлориды фосфора, РОCl3 и фосфин РH3 применяют для синтеза различных фосфорорганических соединений, которые обладают биологической активностью и поэтому используются как лекарственные препараты и как средства для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур.