Фосфорноватиста кислота

Гі́пофосфі́тна кислота́, фосфіна́тна кислота́ — неорганічна сполука, одноосновна кислота складу H₃PO₂. Проявляє відносно сильні кислотні властивості та утворює з основами ряд солей . Здатна також утворювати фосфороорганічні сполуки — .

Гіпофосфітна кислота
Інші назви	фосфінатна кислота, фосфінова кислота фосфорноватиста кислота
Ідентифікатори
Номер CAS	6303-21-5
Номер EINECS	228-601-5
KEGG	C05339
ChEBI	29031
SMILES	O[PH2]=O^[1]
InChI	InChI=1S/H3O2P/c1-3-2/h3H2,(H,1,2)
Номер Гмеліна	25147
Властивості
Молекулярна формула	H3PO2
Молярна маса	65,997 г/моль
Зовнішній вигляд	безбарвні кристали або масляниста рідина
Густина	1,49 г/см³
Тпл	26,5 °C
Ткип	130 °C (розкл.)
Кислотність (pKa)	1,2
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfH^o 298	-608,8 кДж/моль (тверда)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Примітки картки

Ця стаття про кислоту складу H₃PO₂. Про інші сполуки цього ряду див. Фосфоровмісні неорганічні кислоти.

Гіпофосфітна кислота застосовується як сильний відновник, а також як у виробництві поліамідів, полівінілхлориду, поліуретанів.

Структура

Згідно будови молекули, сполука H₃PO₂ є одноосновною кислотою, тому для позначення кількості «кислотних» атомів гідрогену формулу інколи записують як HOP(O)H₂ або, рідше, H(H₂PO₂).

У молекулі кислоти може відбуватися явище таутомерії — вона ізомеризується до дигідроксиду фосфору.

Отримання

Промисловий спосіб отримання гіпофосфітної кислоти включає взаємодію білого фосфору та розчину гідроксиду кальцію, доведеного до кипіння. Утворені продукти в подальшому оброблюються сульфатною кислотою з утворенням малорозчинного сульфату кальцію:

${\displaystyle \mathrm {2P_{4}+Ca(OH)_{2}+6H_{2}O{\xrightarrow {t}}\ 3Ca(H_{2}PO_{2})_{2}+2PH_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {Ca(H_{2}PO_{2})_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{2}+CaSO_{4}\downarrow } }$

Очищений від осаду розчин концентрують за зниженого тиску. У продаж надходять розчини із концентраціями 50%, 30—32% та 10%.

Менш поширеним методом отримання кислоти є окиснення фосфіну йодом у водному розчині:

${\displaystyle \mathrm {PH_{3}+2I_{2}+2H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{2}+4HI} }$

Для отримання чистої, безводної кислоти, сполуку екстрагують з водного розчину у діетиловий етер, з якого виділяють у формі безбарвних легкоплавких кристалів.

Хімічні властивості

При нагріванні понад 130 °C фосфітна кислота диспропорціонує із утворенням ортофосфатної кислоти і фосфіну:

${\displaystyle \mathrm {2H_{3}PO_{2}{\xrightarrow {130-200^{o}C}}\ H_{3}PO_{4}+PH_{3}\uparrow } }$

У водному розчині гіпофосфітна кислота дисоціює як одноосновна кислота:

${\displaystyle \mathrm {H_{3}PO_{2}\rightleftarrows H_{2}PO_{2}^{-}+H^{+}} }$; pK_a=1,2

Взаємодіє із лугами та гідроксидами, утворюючи ряд :

${\displaystyle \mathrm {H_{3}PO_{2}+NaOH\rightarrow NaH_{2}PO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{3}PO_{2}+NH_{3}\cdot H_{2}O\rightarrow NH_{4}H_{2}PO_{2}+H_{2}O} }$

Концентровані розчини кислоти проявляють сильні відновні властивості. В окисно-відновних реакціях окиснюється зазвичай до фосфітної кислоти:

${\displaystyle \mathrm {3H_{3}PO_{2(conc.)}+2CuSO_{4}+3H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{3}+2CuH+2H_{2}SO_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{3}PO_{2(conc.)}+2AgNO_{3}+H_{2}O{\xrightarrow {50^{o}C}}\ H_{3}PO_{3}+2Ag\downarrow \ +2HNO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {3H_{3}PO_{2(conc.)}+As_{2}O_{3}{\xrightarrow {HCl}}\ 3H_{3}PO_{3}+2As\downarrow } }$

Відновлюється активним воднем (в момент його виділення в результаті взаємодії металу та кислоти) до фосфіну:

${\displaystyle \mathrm {H_{3}PO_{2}+4H^{0}{\xrightarrow {Zn+HCl}}PH_{3}+2H_{2}O} }$

Застосування

Гіпофосфітна кислота застосовується як ефективний відновник (наприклад, при нікелюванні металів), а також у виробництві поліамідів, полівінілхлориду, поліуретанів.

Див. також

• Фосфін
• Таутомерія

Примітки

1. Hypophosphorous acid-d3 solution
   d:Track:Q278487
2. Термін фосфінатна кислота (фосфінова) застосовується в органічній хімії для позначення сполуки як прекурсору фосфінатів.
3. У реакції може застосовуватися також гідроксид барію, проте він значно дорожчий за гідроксид кальцію.

Джерела

• Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 513-514. — . (англ.)
• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — . (англ.)
• Fee D. C., Gard D. R., Yang C. Phosphorus Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 18. — P. 375. — . — DOI:10.1002/0471238961.16081519060505.a01. (англ.)
• Bettermann G. Phosphorus Compounds, Inorganic // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 5. — DOI:10.1002/14356007.a19_527. (англ.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : «Химия», 2000. — 480 с. — . (рос.)
• Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)