Przejdź do zawartości

Heksatlenek tetrafosforu

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Heksatlenek tetrafosforu
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny

P4O6

Inne wzory

P
2
O
3
(wzór empiryczny)

Masa molowa

219,89 g/mol

Wygląd

białe, miękkie kryształy o zapachu czosnku[1]

Identyfikacja
Numer CAS

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

PubChem

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

Podobne związki
Podobne związki

tlenki fosforu, N
2
O
3

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

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

Uzyskuje się go poprzez kontrolowane utlenianie fosforu mieszaniną tlenu (75%) i azotu pod zmniejszonym ciśnieniem w temp. ok. 50 °C[5]:

P
4
+ 3O
2
→ P
4
O
6

Tworzy się także podczas spalania fosforu przy ograniczonym dostępie powietrza[2][3][8]. Można go stosunkowo łatwo oddzielić od tworzącego się również P
4
O
10
dzięki znacznie większej lotności[2][3].

Nie można go natomiast otrzymać przez dehydratację H
3
PO
3
[2][3] (mimo że jest bezwodnikiem tego kwasu).

Właściwości

[edytuj | edytuj kod]

Właściwości atomowe

[edytuj | edytuj kod]

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

Właściwości fizyczne

[edytuj | edytuj kod]

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][2][3][7].

Właściwości chemiczne

[edytuj | edytuj kod]

Rozkład termiczny

[edytuj | edytuj kod]

Ogrzewany długi czas w zatopionej ampułce w 210 °C ulega dysproporcjowaniu do czerwonego fosforu i tetratlenku difosforu[2][3]:

2P
4
O
6
→ 2P + 3P
2
O
4

W wyższych temperaturach (do 400 °C) obok fosforu tworzą się mieszaniny różnych tlenków fosforu[5].

Reakcja z wodą

[edytuj | edytuj kod]

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

P
4
O
6
+ 6H
2
O → 4H
3
PO
3

Z gorącą wodą reakcja ma przebieg gwałtowny i odmienny, z dysproporcjowaniem do czerwonego fosforu, fosforowodoru, kwasu fosforowego i innych związków[2][3][4][6].

Utlenianie

[edytuj | edytuj kod]

Jest związkiem palnym. Po ogrzaniu na powietrzu ulega samozapłonowi w 70 °C (jeżeli jest zanieczyszczony fosforem, samozapłon następuje w temperaturze pokojowej)[2][3][5]. W wyniku tej reakcji powstaje P
4
O
10
[2][3]:

P
4
O
6
+ 2O
2
→ P
4
O
10

Reagując z ozonem w temperaturze pokojowej utlenia się do P
4
O
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
4
O
18
[9][10]:

P
4
O
6
+ 4O
3
→ P
4
O
18

Struktura przestrzenna wyjściowego P
4
O
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)
3
P
)[9]. Ozonek P
4
O
18
rozkłada się powyżej −35 °C do dekatlenku tetrafosforu i tlenu[9][10]:

P
4
O
18
→ P
4
O
10
+ 4O
2

Inne reakcje

[edytuj | edytuj kod]

W reakcji z chlorowodorem tworzy H
3
PO
3
i trichlorek fosforu[2][3]:

P
4
O
6
+ 6HCl → 2H
3
PO
3
+ 2PCl
3

Reaguje, często gwałtownie, z wieloma substancjami organicznymi i nieorganicznymi. Z bromem i chlorem i jodem tworzy halogenki fosforu[2][3].

Szkodliwość

[edytuj | edytuj kod]

Jest silnie trujący[2].

Przypisy

[edytuj | edytuj kod]
  1. a b c tetraphosphorus hexaoxide, [w:] Chemical Entities of Biological Interest [online], European Bioinformatics Institute, CHEBI:37372 [dostęp 2020-11-12] (ang.).
  2. a b c d e f g h i j k l m n o p 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.).
  3. a b c d e f g h i j k l m n o 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, DOI10.1515/9783110495850, ISBN 978-3-11-049585-0 (niem.).
  4. a b c d Phosphorus trioxide, [w:] PubChem [online], United States National Library of Medicine, CID: 14810 [dostęp 2020-11-12] (ang.).
  5. a b c d e 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.).
  6. a b c Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, London: McGraw-Hill, 2003, s. 707, ISBN 0-07-049439-8 (ang.).
  7. a b c 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. a b c d 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, DOI10.1002/anie.200351135 [dostęp 2024-02-14] (ang.).
  10. a b Ralf Steudel, Chemie der Nichtmetalle. Synthesen – Strukturen – Bindung – Verwendung, wyd. 4, Walter de Gruyter, 2014, s. 407–408, DOI10.1515/9783110307979, ISBN 978-3-11-030439-8 (niem.).