Фосфор и его соединения

Введение

Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1. Фосфор в природе

1.2. Физические свойства

1.3. Химические свойства

1.4. Получение

1.5. Применение

Глава II. Соединения фосфора

2.1. Оксиды

2.2. Кислоты и их соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорные удобрения

Заключение

Библиографический список

Введение

Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.

Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.

К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).

Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.

Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1 Фосфор в природе

Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.

Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.

Фосфор содержится также в растениях.

Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.

1.2 Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.

Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.

Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.

Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.

Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.

Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.

Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .

Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.

1.3 Химические свойства

Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. Взаимодействие с галогенами:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).

2. Взаимодействие с нематаллами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).

3. Взаимодействие с металлами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).

4. Взаимодействие с кислородом:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).

II. Взаимодействие со сложными веществами.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

1.4 Получение

Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.

При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).

1.5 Применение

Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.

KCl + .

Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.

Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.

Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

Глава II . Соединения фосфора

2.1 Оксиды

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P 4 O 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,

а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P 4 O 10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .

При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .

Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H 3 PO 3 . Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.

Структурная формула:

.

При нагревании безводной Н 3 РО 3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4 .

Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K 3 PO 3 (фосфит калия) или Mg 3 (PO 3) 2 (фосфит магния).

Фосфористую кислоту Н 3 РО 3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H 3 PO 4 .

Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Фосфор образует очень большое число различных и . Среди них наиболее устойчивыми являются оксид фосфора (V) и соответствующая ему ортофосфорная, или фосфорная, кислота Н 3 РО 4 .

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид Р 2 О 5 – белый порошок, без запаха. По своему характеру является типичным . При растворении в воде гидратируется с образованием следующих кислот:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Как кислотный оксид Р 2 О 5 взаимодействует с и основными оксидами, например:

P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 3BaO = Ba 3 (PO 4) 2

При взаимодействии Р 2 О 5 со щелочами в зависимости от соотношения реагентов могут образовываться не только средние, но и кислые :

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4

Хотя в Р 2 О 5 фосфор имеет высшую степень окисления +5, оксид фосфора (V) не проявляет сколько-нибудь выраженных окислительных свойств, так как эта степень окисления для фосфора очень устойчива.

Оксид фосфора (V) является прекрасным водопоглощающим и водоотнимающим средством. На этом основано его использование в эксикаторах (сосудах для высушивания веществ), при проведении реакций дегидратации и т.д.

Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н 3 РО 4 – бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при температуре 42 о С, очень хорошо растворимое в воде. Фосфорная кислота является средней силы.

В лаборатории её получают окислением фосфора разбавленной .

В промышленности Н 3 РО 4 получают экстракционным методом, обрабатывая природные фосфаты серной кислотой:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4

а также термическим методом, восстанавливая природные фосфаты до свободного , который затем сжигают и образующийся при этом Р 2 О 5 растворяют в воде.

Фосфорная кислота обладает всеми общими свойствами кислот, но она значительно слабее таких кислородсодержащих кислот, как серная и . В отличие от этих кислот фосфорная кислота не обладает даже значительными окислительными свойствами, несмотря на устойчивость степени окисления +5.

Применение фосфорной кислоты

Помимо производства удобрений, фосфорную кислоту используют при изготовлении реактивов, многих органических веществ, для получения катализаторов, для создания защитных покрытий на , в фармацевтической промышленности и т.д.

Соли фосфорной кислоты

Как трёхосновная кислота Н 3 РО 4 образует три ряда : средние (нормальные) соли – фосфаты ; кислые соли – гидрофосфаты и дигидрофосфаты .

Например, при нейтрализации фосфорной кислоты в зависимости от молярного соотношения и могут идти следующие реакции:

Н 3 РО 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

Н 3 РО 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

Н 3 РО 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O

Большинство средних солей – фосфатов – нерастворимо в воде. Исключением являются лишь фосфаты и . Многие же кислые соли фосфорной кислоты, хорошо растворяются в воде, причем наиболее растворимыми являются дигидрофосфаты.

Фосфорные удобрения

*на изображении записи минерал апатит

Фосфор был открыт и выделен в 1669 году немецким химиком Х. Брандом. В природе этот элемент встречается только в виде соединений. Основные минералы — фосфорит Ca3(PO4)2 и апатит 3Ca3(PO4)2 . CaF2 или Ca5F(PO4)3. Кроме того, элемент входит в состав белков, а также содержится в зубах и костях. Фосфор легче всего взаимодействует с кислородом и хлором. При избытке этих веществ образуются соединения со (для P) +5, а при недостатке — со степенью окисления +3. Оксид фосфора может быть представлен несколькими формулами, отображающими разные химические вещества. Среди них самые распространенные — это P2O5 и P2O3. К другим редким и малоизученным оксидам относятся: P4O7, P4O8, P4O9, PO и P2O6.

Реакция окисления элементарного фосфора кислородом протекает медленно. Интересны ее различные стороны. Во-первых, в темноте хорошо видно свечение, которым она сопровождается. Во-вторых, процесс окисления этого происходит всегда с образованием озона. Это обусловлено получением промежуточного соединения — фосфорила PO — по схеме: P + O2 → PO + O, а затем: O + O2 → O3. В-третьих, окисление связано с резким изменением электропроводности окружающего воздуха из-за его ионизации. Выделение света без заметного разогревания, при протекании химических реакций, называется хемилюминесценцией. Во влажных средах зеленая хемилюминесценция обусловлена образованием промежуточного вещества PO.

Окисление фосфора протекает только при определенной концентрации кислорода. Она не должна быть ниже минимального и выше максимального порогов O2. Сам интервал зависит от температур и ряда других факторов. Например, при стандартных условиях окисления чистым кислородом фосфора возрастает до достижения 300 мм рт. ст. Затем она уменьшается и падает почти до нуля, когда парциальное давление кислорода достигнет 700 мм рт. ст. и выше. Таким образом, оксид при обычных условиях не образуется, так как фосфор практически не окисляется.

Пятиокись фосфора

Наиболее характерным окислом является фосфорный ангидрид, или фосфора, P2O5. Это белый порошок с едким запахом. При определении в парах его молекулярного веса, установлено, что более правильной записью его формулы является P4O10. Это негорючее вещество, оно плавится при температуре 565,6 С. Ангидрид P2O5 —кислотный оксид со всеми характерными свойствами, но он жадно поглощает влагу, поэтому применяется в качестве осушителя жидкостей или газов. Оксид фосфора может отнимать воду, которая входит в состав химических веществ. Ангидрид образуется в результате сгорания фосфора в атмосфере кислорода или воздуха, при достаточном количестве O2 по схеме: 4P + 5O2 → 2P2O5. Его применяют в производстве кислоты H3PO4. При взаимодействии с водой может образовывать три кислоты:

• метафосфорную: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• пирофосфорную: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• ортофосфорную: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

Пятиокись фосфора бурно реагирует с водой и веществами, содержащими воду, такими, как дерево или хлопок. При этом образуется большое количество тепла, что может даже привести к пожару. Он вызывает коррозию металла и очень раздражает (возникают серьезные ожоги глаз, кожи) дыхательные пути и слизистые оболочки, даже при таких низких концентрациях, как 1 мг/м³.

Трехокись фосфора

Фосфористый ангидрид, или триоксид фосфора, P2O3 (P4O6) — это белое кристаллическое вещество (внешне похоже на воск), которое плавится при температуре 23,8 С и кипит при температуре 173,7 С. Как и P2O3 является очень ядовитым веществом. Это кислотный оксид, со всеми присущими свойствами. Оксид фосфора 3 образуется благодаря медленному окислению или горению свободного вещества (P) в среде, где имеет место недостаток кислорода. Трехокись фосфора медленно взаимодействует с холодной водой, образуя кислоту: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Этот оксид фосфора энергично реагирует с горячей водой, при этом реакции протекают по-разному, в результате может образоваться красный фосфор (аллотропически видоизмененный подукт), гидрид фосфора, а также кислоты: H3PO3 и H3PO4. Термическое разложение ангидрида P4O6 сопровождается отщеплением атомов фосфора, при этом образуются смеси окислов P4O7, P4O8, P4O9. По строению они напоминают P4O10. Наиболее изученный из них P4O8.

Оксиды фосфора. Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются Р4O6 и Р4О10. Часто их формулы пишут в упрощенном виде как Р2О3 и P2O5 (индексы предыдущих разделены на 2).

Оксид фосфора (III) Р4O6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5° С. Получается сжиганием фосфора при недостатке кислорода. Сильный восстановитель. Очень ядовит.

Оксид фосфора (V) Р4О10 - белый гигроскопичный порошок. Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода. Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Оксиды и все кислородные соединения фосфора намного прочнее аналогичных соединений азота, что следует объяснить ослаблением неметаллических свойств у фосфора по сравнению с азотом.

Оксид фосфора (V). P2O5 энергично взаимодействует с водой, а также отнимает воду от других соединений. Именно поэтому P2O5 широко используется как осушитель различных веществ от паров воды.

Фосфорный ангидрид, взаимодействуя с водой, образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:

при кипячении раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H3PO4:

При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:

Р2О5 белое снегообразное вещество, жадно поглоща-

ет воду, используется для осушки газов и жидкостей, а в отдельных случа-

ях для отщепления от веществ химически связанной воды:

2 НNO3 + Р2О5 = N2О5 + 2 НРO3

4HClO4 + P4O10 → (НРО3)4 + 2Cl2O7.

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

P4O10 + RC(O)NH2 → P4O9(OH)2 + RCN

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

P4O10 + 12RCOOH → 4H3P04 + 6(RCO)2O

P2O5 + 6RCOOH → 2H3P04 + 3(RCO)2O

Также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P-О-P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

P4O10 + 8PCl3 + O2 → 12Cl3PO

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твердые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Похожая информация:

1. Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. тепла или после отдельного 12-часового воздействия низкой температурой в ритме стрекотания отмечалось несколько переходных циклов
2. Биологические ритмы. В 2-х т. Т. 1. Пер. с англ. - М.: Мир, 1984.- 414 с. щие и что исчезнувшие ритмы иногда восстанавливаются спустя несколько недель {43]
3. В какие сроки выставляются счета-фактуры, если услуги оказываются либо отгрузка осуществляется несколько раз в течение одного налогового периода (п. 3 ст. 168 НК РФ)?

Оксид фосфора (V)

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P 4 O 10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде - P 2 O 5 . В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))

Белые кристаллы, t 0 пл. = 570 0 С, t 0 кип. = 600 0 C, = 2,7 г/см 3 . Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P 4 H 10 , очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O 2 2P 2 O 5

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами

1) P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3 (метафосфорная кислота)

P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота)

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (PO 4 ) 2

В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые соли:

гидрофосфат натрия

дигидрофосфат натрия

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием ее ангидрида:

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них -- ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (Рис.5).

Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350 С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим.

1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

2. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Физические свойства. Ортофосфорная кислота -- твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:

Таблица 2

Химические свойства ортофосфорной кислоты

Общие с другими кислотами	Специфические
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего - по третьей 2. Реагирует с металлами, расположенными в вытеснительном ряду до водорода: 3. Реагирует с основными оксидами : 4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли : гидрофосфат натрия дигидрофосфат натрия 5. Реагирует с солями слабых кислот:	1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: двуфосфорная кислота 2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок: желтый осадок 3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл.3).

Таблица 3

Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы

Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH 4) 3 PO 4 - ортофосфат аммония;

(NH 4) 2 HPO 4 --гидроортофосфат аммония; NH 4 H 2 PO 4 - дигидро-ортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия -- для осаждения из воды солей кальция.