Fosforigzuur

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Fosforigzuur
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van fosforigzuur
Structuurformule van fosforigzuur
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
H3PO3
IUPAC-naam fosfonzuur
Andere namen dihydroxyfosfineoxide
Molmassa 80,987841 g/mol
SMILES
O[P+](=O)O
InChI
1S/HO3P/c1-4(2)3/h(H-,1,2,3)/p+1
CAS-nummer 13598-36-2
PubChem 3084169
Beschrijving Kristallijne vaste stof
Vergelijkbaar met fosforzuur, onderfosforigzuur
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Corrosief Schadelijk
Gevaar
H-zinnen H302 - H314
EUH-zinnen geen
P-zinnen P260 - ​P301+P330+P331 - P303+P361+P353 -​ P305+P351+P338 - ​P405 - ​P501
Hygroscopisch? ja
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur kleurloos
Dichtheid 1,65 g/cm³
Smeltpunt 73,6 °C
Kookpunt (ontleedt) 200 °C
Oplosbaarheid in water 3100 g/L
Goed oplosbaar in water
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Fosforigzuur is een anorganisch zuur met als brutoformule H3PO3. De stof komt voor als een kleur- en reukloze kristallijne hygroscopische vaste stof, die zeer goed oplosbaar is in water. Fosfor bezit in fosforigzuur oxidatietoestand +III.

Synthese[bewerken]

Op industriële schaal wordt fosforigzuur bereid door hydrolyse van fosfortrichloride:

\mathrm{PCl_3\ +\ 3\ H_2O\longrightarrow\ H_3PO_3\ +\ 3\ HCl}

De oplossing wordt geconcentreerd door verhitting tot 80°C.[1]

Daarnaast kan het bereid worden door hydrolyse van diens zuuranhydride, difosfortrioxide:

\mathrm{P_4O_6\ +\ 3\ H_2O\ \longrightarrow\ 2\ H_3PO_3}

Verder kan kaliumwaterstoffosfiet behandeld worden met overmaat zoutzuur, hetgeen fosforigzuur en kaliumchloride oplevert:

\mathrm{K_2HPO_3\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow\ H_3PO_3\ +\ 2\ KCl}

Het zuur kan van het zout gescheiden worden door toevoeging van een alcohol, waardoor precipitatie optreedt.

Eigenschappen[bewerken]

Anders dan gesuggereerd wordt door de brutoformule is fosforigzuur een tweeprotisch en geen drieprotisch zuur. De twee zuurconstanten bedragen respectievelijk 2,0 en 6,59, met als bijhorende ionisatie-evenwichten:[2]

\mathrm{H_3PO_3\ \rightleftharpoons\ H_2PO_3^-\ +\ H^+}
\mathrm{H_2PO_3^-\ \rightleftharpoons\ HPO_3^{2-}\ +\ H^+}

Bij afsplitsen van de protonen ontstaan respectievelijk het diwaterstoffosfiet- en waterstoffosfiet-ion. Omdat het derde waterstofatoom rechtstreeks gebonden is op fosfor kan dit niet afgeplitst worden. Dit in tegenstelling tot fosforzuur, waarbij de drie waterstofatomen allen zure eigenschappen bezitten.

De zouten en esters van fosforigzuur worden fosfieten genoemd en worden zowel in de organische als de anorganische chemie gebruikt.

Structuur en naamgeving[bewerken]

De structuur kan het best omschreven worden met de formule HPO(OH)2, waarbij nadruk gelegd wordt op de zeer sterke dubbele binding tussen fosfor en zuurstof. Deze binding geschiedt via het concept van de pi-backbonding. De structuur met twee hydroxylgroepen wordt sedert 2005 door de IUPAC aangeduid als fosfonzuur.[3] Deze structuur staat in evenwicht met het minder voorkomende tautomeer P(OH)3 en wordt door de IUPAC aangeduid als fosforigzuur:[3]

Tautomerie bij fosforigzuur

De bindingslengte van de dubbele P-O-binding bedraagt 148 pm, terwijl de andere P-O-bindingen 154 pm lang zijn. Fosforigzuur neemt een tetraëdrische structuur aan.

De benaming fosfonzuur wordt hoofdzakelijk aangewend bij organische derivaten waarbij een alkyl- of arylgroep rechtstreeks op fosfor gebonden is (dit zijn dus geen esters van fosforigzuur). Een voorbeeld is methylfosfonzuur of (CH3)PO(OH)2. De methylester van fosforigzuur is trimethylfosfiet; hierbij zijn de methylgroepen op zuurstof gebonden.

Reacties[bewerken]

Bij verhitting boven 200°C ontleedt fosforigzuur in fosforzuur en fosfine, een zeer toxisch gas:

\mathrm{4\ H_3PO_3\ \longrightarrow\ 3\ H_3PO_4\ +\ PH_3}

In de praktijk ontstaan hier ook bepaalde suboxiden van fosfor.

Fosforigzuur is een matig diprotisch zuur en kan reageren met basen, met vorming van fosfieten. De reactie met 1 equivalent natriumhydroxide levert natriumdiwaterstoffosfiet, terwijl de reactie met 2 equivalenten natriumwaterstoffosfiet oplevert:

\mathrm{H_3PO_3\ +\ NaOH\ \longrightarrow\ NaH_2PO_3\ +\ H_2O}
\mathrm{H_3PO_3\ +\ 2\ NaOH\ \longrightarrow\ Na_2HPO_3\ +\ 2\ H_2O}

Fosforigzuur is een behoorlijk sterke reductor: wanneer hieraan een koude waterige oplossing van kwik(II)chloride wordt toegevoegd, ontstaat een witte neerslag van kwik(I)chloride:

\mathrm{H_3PO_3\ +\ 2\ HgCl_2\ +\ H_2O\ \longrightarrow\ Hg_2Cl_2\ +\ H_3PO_4\ +\ 2\ HCl}

Het ontstane kwik(I)chloride kan nog verder gereduceerd worden tot metallisch kwik door verhitting met fosforigzuur:

\mathrm{H_3PO_3\ +\ Hg_2Cl_2\ +\ H_2O\ \longrightarrow\ 2\ Hg\ +\ H_3PO_4\ +\ 2\ HCl}

Toepassingen[bewerken]

De belangrijkste toepassingen van fosforigzuur is de productie van fosfonaten en fosfieten, zoals kaliumfosfiet, die zowel in zuivere (kristallijne) vorm als in oplossing gebruikt worden bij de bestrijding van verschillende microbiële ziekten bij planten. In het bijzonder worden ze ingezet ter bestrijding van Phytophthora en Pythium. Lood(II)fosfonaat kan ook uit fosforigzuur worden bereid en wordt ingezet als PVC-stabilisator.

In de scheikunde wordt fosforigzuur als milde reductor aangewend, meestal als alternatief voor het krachtiger reductans onderfosforigzuur.

De Kabachnik-Fields-reactie is een organische reactie waarbij een aldehyde, een amine en een ester van fosforigzuur tot een α-aminofosfonaat worden omgezet:

Reactieverloop van de Kabachnik-Fields-reactie

Toxicologie en veiligheid[bewerken]

Fosforigzuur is corrosief voor de ogen en de huid. Contact met de ogen kan leiden tot vermindering van het zicht en zelfs tot blindheid. Huidcontact leidt tot irritatie, jeuk en uiteindelijk tot blaarvorming en ontstekingen. Bij inhalatie van fijne stofdeeltjes treedt irritatie van de keel, luchtpijp en het maag-darmstelsel op. Dit leidt tot een branderig gevoel en hoesten. Door contact met water in het lichaam kan het toxische gas fosfine vrijgesteld worden, hetgeen in hoge doses fataal kan zijn.

Literatuur[bewerken]

  • (en) D.E.C. Corbridge - Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology, 5th ed., Elsevier: Amsterdam - ISBN 0-444-89307-5
  • (en) Steven S. Zumdahl (2005) - Chemical Principles, (Fifth Edition), Boston: Houghton Mifflin Company, p. 907

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. (en) G. Brauer (1963) - Handbook of Preparative Inorganic Chemistry (2nd ed., vol. 1), Academic Press, pp. 554–555
  2. (de) A.F. Holleman, E. Wiberg & N. Wiberg (1995) - Lehrbuch der Anorganischen Chemie, p. 769, de Gruyter - ISBN 3-11-012641-9
  3. a b (en) International Union of Pure and Applied Chemistry (2005) - Nomenclature of Inorganic Chemistry, IUPAC Recommendations 2005, Cambridge (Verenigd Koninkrijk), p. 128 - ISBN 0-85404-438-8