Пентахлори́д фо́сфора ( хлори́д фо́сфора(V) , хлорангидри́д фо́сфорной кислоты , пятихло́ристый фо́сфор ) — высший хлорид фосфора , бинарное неорганическое химическое соединение фосфора и хлора с формулой PCl ₅ . Зеленовато-белые или желтоватые кристаллы тетрагональной сингонии с неприятным раздражающим запахом.

Физические свойства

Молекула PCl ₅ в газообразном или жидком состояниях, а также в неполярных растворителях имеет конфигурацию тригональной бипирамиды (двух треугольных пирамид, соединённых основаниями) с атомом фосфора в основании. Основание является равносторонним треугольником с атомами хлора в вершинах, расстояние между которыми 0,349 нм, а длина связи между ними и атомом фосфора равна 0,202 нм; длина связи P-Cl для двух атомов хлора в вершинах пирамиды (апикальных) равна 0,214 нм. Твёрдый пентахлорид фосфора является ионным кристаллом, он состоит из тетраэдрических ионов [PCl ₄ ] ⁺ и октаэдрических ионов [РCl ₆ ] ⁻ ; длина связи P—Cl в тетраэдре 0,197 нм, в октаэдре 0,204 нм (экваториальные) и 0,208 нм (апикальные). В полярных растворителях PCl ₅ диссоциирует на ионы [PCl ₄ ] ⁺ и Cl ⁻ при низких концентрациях, [PCl ₄ ] ⁺ и [РCl ₆ ] ⁻ при высоких концентрациях

При температуре сублимации плотность паров в 7,2 раза больше плотности воздуха . Давление паров при 20°C равно 1,6 Па (0,012 мм рт.ст.) .

Энтальпия сублимации при 390 К равна 67,4 ± 2,3 кДж/моль, при стандартных условиях 71,1 ± 5,0 кДж/моль .

Хорошо растворяется в тетрахлоруглероде , несколько хуже — в сероуглероде .

Химические свойства

При нагревании выше 300 °C практически полностью разлагается на PCl ₃ и Cl ₂ . Степень диссоциации при 182 °C равна 41,7%, при 200°C 48,5%, при 250°C 80,0%, при 300°C 97,3% .

Пентахлорид фосфора — типичное кислотное соединение. Он энергично реагирует с водой, образуя по первой стадии оксохлорид фосфора(V) :

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+H_{2}O\rightarrow POCl_{3}+2HCl}}}$

В горячей воде гидролиз протекает полностью, до образования ортофосфорной кислоты :

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+4H_{2}O\rightarrow H_{3}PO_{4}+5HCl}}}$

Для РCl ₅ характерны реакции окислительного хлорирования:

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+2NO_{2}\rightarrow PCl_{3}+2NO_{2}Cl}}}$

C концентрированной серной кислотой образует хлорсульфоновую кислоту :

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{5}+H_{2}SO_{4}\rightarrow ClSO_{2}OH+POCl_{3}+HCl}}}$

При нагревании РCl ₅ и NH ₄ Cl происходит реакция образования полимера фосфонитрилхлорида:

${\displaystyle n{\mathsf {PCl_{5}}}+n{\mathsf {NH_{4}Cl\rightarrow (PNCl_{2})}}_{n}+4n{\mathsf {HCl}}}$

(PNCl ₂ ) _n — прозрачное эластичное вещество, «неорганический каучук». Выдерживает нагревание выше 200 °C. Однако фосфонитрилхлорид сравнительно легко гидролизуется, что затрудняет его практическое использование. Заменой атомов хлора на органические радикалы можно получить водоустойчивые полимеры.

Пентахлорид фосфора является кислотой Льюиса .

Получение

Получают действием избытка хлора на хлорид фосфора(III) в газовой фазе либо пропусканием хлора через раствор PCl ₃ в сероуглероде :

${\displaystyle {\mathsf {PCl_{3}+Cl_{2}\rightleftarrows PCl_{5}}}}$ ( Δ H = 129,7 кДж/моль) .

Мировой химической промышленностью, по данным на 2000 год, ежегодно производилось около 10 000 тонн пентахлорида фосфора

Обратная реакция с полным разложением на хлор и трихлорид фосфора происходит при нагревании PCl ₅ до температуры выше 300 °C .

Основные сферы применения

Пятихлористый фосфор является , его используют при получении хлорангидридов фосфорных и фосфоновых кислот из олефинов , в производстве красителей и лекарств .

Физиологические свойства

Хлорид фосфора(V) PCl ₅ является токсичным веществом (сильный неорганический яд ) и мощным окислителем . Вызывает ожоги кожи.

ПДК в воздухе 0,2 мг/м ³ . Класс опасности — 2.

История

Пентахлорид фосфора был впервые синтезирован в 1808 году британским химиком Хэмфри Дэви , который, сжигая фосфор в хлоре, получил прозрачную жидкость ( трихлорид фосфора ) и белое твёрдое вещество (пентахлорид фосфора)

Примечания

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Иностранная литература, 1963.
• Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. — М.: Мир, 1969.