Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.
Открытие элемента
История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.
В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.
Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».
Светоносный элемент
Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.
Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.
Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.
Белый фосфор
Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.
Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.
Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.
Свойства белого фосфора
По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.
Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.
Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.
Применение фосфора
Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.
Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.
Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.
Содержание в организме и влияние на человека
Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.
Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.
Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.
Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.
| Введение……………………………………………………………………………. | |
| История развития фосфора………………………………………………………... | |
| Природные соединения и получение фосфора…………………………………... | |
| Химические свойства……………………………………………………………… | |
| Аллотропные изменения…………………………………………………………... | |
| а) белый…………………………………………………………………………….. | |
| б) красный………………………………………………………………………….. | |
| в) черный……………………………………………………………………………. | |
| Оксиды фосфора…………………………………………………………………… | |
| Ортофосфорная кислота…………………………………………………………... | |
| Ортофосфаты………………………………………………………………………. | |
| Фосфор в организме человека…………………………………………………….. | |
| Спички………………………………………………………………………………. | |
| Фосфорные удобрения…………………………………………………………….. | |
| Заключение…………………………………………………………………………. | |
| 1. Значение фосфора……………………………………………………………….. | |
| 2. Применение фосфора…………………………………………………………… | |
| Список используемой литературы………………………………………………... |
Введение
Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах. В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти два вещества получили большую область применения, хотя когда азот впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).
История открытия фосфора
По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», считавшейся основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей. Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец». Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году. В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной солью (NaCl), поташом (K 2 CO 3) и углем (C). Лишь 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костей животных.Природные соединения и получение фосфора
По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са 5 Х(РО 4) 3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са 3 (РО 4) 2 . Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты фосфором мозговые клетки. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема:Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO 3 +5CO+P 2 .
Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р 2 , которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р 4 .
Химические свойства
Электронная конфигурация атома фосфора1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3d 0
Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3. Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d-орбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов. Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5. В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5, реже +3, -3. 1. Реакции с кислородом:
4P 0 + 5O 2 
2P 2 +5 O 5
(при недостатке кислорода: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )
2. С галогенами и серой:
2P 0 + 3Cl 2 2P +3 Cl 3
P 0 + 5S P 2 +5 S 5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl 3 + 3H 2 O H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O H 3 PO 4 + 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P 0 + 5HN +5 O 3 + 2H 2 O 3H 3 P +5 O 4 + 5N +2 O
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:
2P 0 + 3Mg Mg 3 P 2 -3
(фосфид магния легко разлагается водой Mg 3 P 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 (фосфин))
3Li + P Li 3 P -3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H 2 O PH 3 - + 3NaH 2 PO 2
В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель , в реакции (4) - как окислитель ; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования . Фосфор может быть как восстановителем, так и окислителем.
Аллотропные изменения
В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений. Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь, образовывать кристаллические решетки различного типа.Таблица 1
Физические свойства фосфора
| Аллотропная модификация | Плотность, г/см 3 | t пл, 0 C | T кип, | Внешний вид и характерные признаки |
| Белый кристаллический порошок, ядовит, самовоз-горается на воздухе. При 280-300°С переходит в красный | ||||
| Возгоняет-ся около 400°С | Красный кристаллический или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и 12 10 8 Па переходит в чер-ный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании | |||
| При нагревании переходит в красный фосфор | Графитоподобная структу-ра. При нормальных условиях - полупроводник, под давлением проводит электрический ток как ме-талл | |||
елая модификация фосфора
, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р 4 (рис.1). Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен. Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей. Техника безопасности
. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO 4 или песком. Обоженную кожу следует промыть раствором KmnO 4 или CuSO 4 . Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO 4 . П
ри длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию
(впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р 4 , связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис.2). Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве. Н
аиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор
. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=220 0 C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.3). Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор. Оксид фосфора (V)
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 2 HPO 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 промышлен-ной 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:
О
ртофосфорная кислота
.
Известно несколько кислот, со-держащих 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 42,35 0 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 Р 4 О 10 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:
| При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 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. |
Таблица 3
Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы
| одновалентные | двухвалентные | трехвалентные |
| Ортофосфаты Ме 3 (РО 4) 2 | ||
| Гидроортофосфаты | Ме 2 (НРО 4) 3 |
|
| Дигидроортофосфаты Ме(Н 2 РО 4) 2 | Ме(Н 2 РО 4) 3 |
Фосфор в организме человека
В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,51. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.Спички
Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO 2 , KСlO 3 , BaCrO 4) и восстановители (S, Sb 2 S 3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется:Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.
Фосфорные удобрения
Минеральные удобрения – источник различных питательных элементов для растений и свойств почвы, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция, магния, серы, железа. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. Сырьем для производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединений служат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражается формулой Са 5 (РО 4) 3 F (фторапатит). Фосфориты отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F - содержатся ионы ОН - или
. Фосфориты обычно содержат больше примесей, чем фторапатит. В дореволюционной России были известны и разрабатывались лишь маломощные месторождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромного народнохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторождения апатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупная обогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу на концентрат с высоким содержанием фосфора и примеси – «нефелиновые хвосты», используемые для производства алюминия, соды, поташа и цемента. Мощные месторождения фосфоритов открыты в Южном Казахстане, в горах Каратау. Самое дешевое фосфорное удобрение – это тонко измельченный фосфорит – фосфоритная мука. Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Са 3 (РО 4) 2 . Поэтому фосфориты усваиваются не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемых фосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всем растениям на любой почве. Это водорастворимые фосфаты кальция: Двойной суперфосфат
(цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом – серый мелкозернистый порошок). Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты: По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО 4 и является значительно концентрированным удобрением (содержит до 50% Р 2 О 5). Преципитат
– содержит 35-40% Р 2 О 5 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Применяется на кислых почвах. Аммофос
–
сложное
удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58% Р 2 О 5) в виде NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком. Раньше в течение более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широко использовали так называемый простой суперфосфат
, который образуется при действии серной кислоты на природный фосфат кальция: В этом случае в реакцию с фосфатом кальция вступает относительно меньше серной кислоты, чем при получении из него фосфорной кислоты. Получается смесь дигидрофосфата кальция и сульфата кальция. Это удобрение с массовой долей Р 2 О 5 не выше 20%. Сейчас простой суперфосфат производится в сравнительно небольших масштабах на ранее построенных заводах. Примеры фосфорных удобрений даны в табл.4. Таблица 4
Удобрения, содержащие фосфор
| Название удобрения | |||||||||||||
| Суперфосфат двойной |
Список использованной литературы:
Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем , описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году . Более усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом . Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в. Происхождение названияПолучение4 H P O 3 + 10 C → P 4 + 2 H 2 O + 10 C O {\displaystyle {\mathsf {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}}}Физические свойстваБелый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит : летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05-0,15 г , а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей . При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги . Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде , а также под действием ионизирующего излучения белый фосфор превращается в красный фосфор. Жёлтый фосфорНеочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма - мелких частичек декаоксида тетрафосфора P 4 O 10 . Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция) . Красный фосфорКрасный фосфор - это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле. Красный фосфор имеет формулу Р n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии - тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид , поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» - промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению. Чёрный фосфорЧёрный фосфор - это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10 9 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника . Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8·10 6 Па. Металлический фосфорПри 8,3·10 10 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·10 11 Па - ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток. Химические свойстваХимическая активность фосфора значительно выше, чем у азота . Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р 4 = 2Р 2 . При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы. Взаимодействие с простыми веществами4 P + 5 O 2 → 2 P 2 O 5 {\displaystyle {\mathsf {4P+5O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{5}}}} (с избытком кислорода) 4 P + 3 O 2 → 2 P 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {4P+3O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{3}}}} (при медленном окислении или при недостатке кислорода)Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами , серой , некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: 2 P + 3 C a → C a 3 P 2 {\displaystyle {\mathsf {2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}}}}фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина 2 P + 3 S → P 2 S 3 {\displaystyle {\mathsf {2P+3S\rightarrow P_{2}S_{3}}}} 2 P + 5 C l 2 → 2 P C l 5 {\displaystyle {\mathsf {2P+5Cl_{2}\rightarrow 2PCl_{5}}}}С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например: C a 3 P 2 + 6 H 2 O → 2 P H 3 + 3 C a (O H) 2 {\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}}может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) - РH 3 Взаимодействие с водойВзаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты: 8 P + 12 H 2 O → 5 P H 3 + 3 H 3 P O 4 {\displaystyle {\mathsf {8P+12H_{2}O\rightarrow 5PH_{3}+3H_{3}PO_{4}}}}Взаимодействие со щелочамиВ холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования : 4 P + 3 K O H + 3 H 2 O → τ P H 3 + 3 K H 2 P O 2 {\displaystyle {\mathsf {4P+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {\ \tau \ }}PH_{3}+3KH_{2}PO_{2}}}}Восстановительные свойстваСильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту : 3 P + 5 H N O 3 + 2 H 2 O → 3 H 3 P O 4 + 5 N O {\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}} 2 P + 5 H 2 S O 4 → 2 H 3 P O 4 + 5 S O 2 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2P+5H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{4}+5SO_{2}+2H_{2}O}}}Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль : 6 P + 5 K C l O 3 → 5 K C l + 3 P 2 O 5 {\displaystyle {\mathsf {6P+5KClO_{3}\rightarrow 5KCl+3P_{2}O_{5}}}}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 22s 22p 63s 23p 33d 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 3Ca3(PO4)2 * CaF2. 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 31Р. 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/см3. 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 Р4, имеющие форму тетраэдра.Каждый атом фосфора связан тремя?-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/см3. 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/см3.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 + 3Cl2 = 2PCl3 (хлорид фосфора (III)),PCl3 + Cl2 = PCl5 (хлорид фосфора (V)).2. Взаимодействие с нематаллами:2P + 3S = P2S3 (сульфид фосфора (III).3. Взаимодействие с металлами:2P + 3Ca = Ca3P2 (фосфид кальция).4. Взаимодействие с кислородом:4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).II. Взаимодействие со сложными веществами.3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.1.4 ПолучениеФосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 6CaSiO3 + P4^ + 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 KClO3. От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.KClO3 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) P4O10 и оксид фосфора (III) P4O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде - P2O5 и P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора. Оксид фосфора (III) P4O6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит. При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту: P4O6 + 6H2O = 4H3PO3, а при реакции со щелочами - соответствующие соли (фосфиты). Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10. Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода. Оксид фосфора (V) P4O10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4. При взаимодействии Р4О10 с водой образуется фосфорная кислота: P4O10 + 6H2O = 4H3PO4. Будучи кислотным оксидом, Р4О10 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: 4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7. 2.2 Кислоты и их соли а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С. Структурная формула: При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления): 4H3PO3 = PH3^ + 3H3PO4. Соли фосфористой кислоты - фосфиты . Например, K3PO3 (фосфит калия) или Mg3(PO3)2 (фосфит магния). Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3: РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl^. б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H3PO4. 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. Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула: Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот. В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^. В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4v. Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием. 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 фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых). Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов. Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени. 1. H3PO4 H+ + (дигидрофосфат-ион); 2. H+ + (гидрофосфат-ион); 3. H+ + (фосфат-ион). Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты: Фосфорная кислота образует три ряда солей: а) K3PO4, Ca3(PO4)2 - трёхзамещённые, или фосфаты; б) K2HPO4, CaHPO4 - двухзамещённые, или гидрофосфаты; в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 - однозамещённые, или дигидрофосфаты. Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые - слабощелочную, трехзамещённые - щелочную. Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах. При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду - растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота: 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O. Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С. в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4P2O6. H4P2O6 - четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н3РО4 и Н3РО3. Образуется при медленном окислении Н3РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе. г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H3PO2. Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула: Гипофосфиты - соли фосфорноватистой кислоты - обычно хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и Н3РО2 - энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла: 2Ni2+ + + 2H2O > Ni0 + + 6H+. Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой: Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4v. Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария. 2P4 (белый) + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3^ + 3Ba(H2PO2)2. 2.3 Фосфин Фосфин PH3 - соединение фосфора с водородом - бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р2Н4, он самовоспламеняется на воздухе. При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например: PH3 + HCl = PH4Cl (хлорид фосфония). Строение катиона фосфония [РН4]+ аналогично строению катиона аммония +. Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода. Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой: Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3^. И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли - фосфиды . Например, Ca3P2 (фосфид кальция), Mg3P2 (фосфид магния). Глава III Фосфорные удобрения Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе превращения - совершается круговорот фосфора в природе. Растения извлекают из почвы фосфаты и превращают их в сложные фосфорсодержащие органические вещества. Эти вещества с растительной пищей попадают в организм животных - происходит образование белковых веществ нервной и мышечной тканей, фосфатов кальция в костях и пр. После отмирания животных и растений фосфорсодержащие соединения разлагаются под действием микроорганизмов. В итоге образуются фосфаты. Таким образом, завершается круговорот, выражаемый схемой: Р (живых организмов) Р (почвы). Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения. Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов. Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения - задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (V) Р2О5. Основная составная часть фосфорных удобрений - дигидро- или гидрофосфаты кальция. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. К наиболее распространённым фосфорным удобрениям относятся: 1. Фосфоритная мука - мелкий белый порошок. Содержит 18-26% Р2О5. Получается при измельчении фосфоритов Са3(РО4)2. Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты. 2. Простой суперфосфат - серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р2О5. Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой: Са3(РО4)2 + 2Н2SО4 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSО4. суперфосфат В этом случае получается смесь солей Са(Н2РО4)2 и СаSО4, которая хорошо усваивается растениями на любой почве. 3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом). Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты: Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2. По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р2О5). 4. Преципитат - содержит 35-40% Р2О5. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Н3РО4 + Са(ОН)2 = СаНРО4 * 2Н2О. Применяется на кислых почвах. 5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са3(РО4)2. 6. Аммофос - сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р2О5) в виде NН4Н2РО4 и (NН4)2НРО4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком. Заключение И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли». Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе. Библиографический список: 1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 2-е изд. - М.: Просвещение, 1999. - 175 с.: ил. 2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 224 с.: ил. 3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 128 с. 4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. - М.: Просвещение, 1989. - 176 с.: ил. 5. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. - М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. - 478 с. 6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. - М.: Просвещение, 1986. - 273 с. ОПРЕДЕЛЕНИЕ Фосфор образует несколько аллотропических изменений: белый, красный и черный фосфор. Белый, красный и черный фосфорБелый фосфор представляет собой одну из аллотропных модификаций химического элемента фосфора (рис. 1). Он состоит из молекул P 4 . Метастабильный, при комнатной температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду - хрупкий. Плавится и кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водяным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием радикалов, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, аммиаке, оксиде серы (IV), плохо - в тетрахлориде углерода. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды. Рис. 1. Белый фосфор. Внешний вид. Красный фосфор представляет собой наиболее термодинамически стабильную аллотропную модификацию элементарного фосфора. В обычных условиях представляет порошок различных оттенков (от пурпурно-красного до фиолетового) (рис. 2). Цвет определяется способом получения и степенью дробления вещества. Имеет металлический блеск. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе. Не растворяется в воде и сероуглерода. Химическая активность красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного. Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа).При охлаждении паров красного фосфора получается белый фосфор. Рис. 2. Красный фосфор. Внешний вид. Черный фосфор образуется из белого путем его нагревания под высоким давлением при 200-220 o C. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь. Плотность - 2,7 г/см 3 . Полупроводник. Химическая формула фосфораХимическая формула белого фосфора - P 4 . Она показывает, что в составе молекулы этого вещества находится четыре атома фосфора (Ar = 31 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу белого фосфора: Mr(P 4) = 2×Ar(P) = 4×31 = 124. Красный фосфор имеет формулу Р n и представляет собой полимер со сложной структурой. Структурная (графическая) формула фосфораСтруктурная (графическая) формула фосфора является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Структурная формула белого фосфора имеет вид: Структурная формула полимера красного фосфора имеет вид: Электронная формулаЭлектронная формула, показывающая распределение электронов в атоме по энергетическим подуровням показана ниже: 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Она также показывает, что фосфор относится к элементам р-семейства, а также число валентных электронов — на внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов (3s 2 3p 3). Примеры решения задачПРИМЕР 1
ПРИМЕР 2
© 2024 | ||||||||||||
Фосфорная кислота имеет 
