Ирина Эланс

Автор который поможет с любыми образовательными и учебными заданиями

Фосфор та його сполуки

Фосфор і його сполуки

Зміст

Вступ………………………………………………………………………………......
1. Історія відкриття фосфору …………………………………………………………
2. Природні сполуки та отримання фосфору ………………………………………
3. Хімічні властивості ………………………………………………………………...
4. Алотропні видозміни ………………………………………………………………
4.1. Білий …………………………………………………………………………….
4.2. Червоний ………………………………………………………………………..

4.3. Чорний…………………………………………………………………………..
5. Оксиди фосфору…………………………………………………………………….
6. Ортофосфатна кислота……………………………………………………………..
7. Ортофосфат…………………………………………………………………………
8. Фосфор в організмі людини………………………………………………………..
9. Сірники……………………………………………………………………………
10. Фосфорні добрива…………………………………………………………………

Висновок………………………………………………………………………………

1. Значення фосфору ………………………………………………………………….

2. Застосування фосфору……………………………………………………………...

Література………………………………………………………………………….....

Вступ

П'ята група періодичної системи включає два типових елемента азот і фосфор - і підгрупи миш'яку і ванадію. Між першим і другим типовими елементами спостерігається значне розходження у властивостях.

У стані простих речовин азот - газ, а фосфор - тверда речовина.
Ці дві речовини отримали велику область застосування, хоча коли азот вперше був виділений з повітря його вважали шкідливим газом, а на продажу фосфору було заробити велику кількість грошей (у фосфорі цінували його здатність світиться в темряві).

1. Історія відкриття фосфору

За іронією долі фосфор відкривався кілька разів. Причому щоразу отримували його з ... сечі. Є згадки про те, що арабський алхімік
Альхільд Бехіль (XII століття) відкрив фосфор при перегоні сечі в суміші з глиною, вапном і вугіллям. Проте датою відкриття фосфору вважається 1669.
Гамбурзький алхімік-любитель Хеннінг Бранд, що розорився купець, який мріяв з допомогою алхімії поправити свої справи, піддавав обробці самі різноманітні продукти. Припускаючи, що фізіологічні продукти можуть утримувати «первинну матерію», яка вважалась основою філософського каменю,
Бранд зацікавився людської сечею.

Він зібрав близько тони сили із солдатських казарм і випарювали її до освіти сиропоподібну рідину. Цю рідину він знову дистильованої та отримав важке червоне «урині масло», перегнана з утворенням твердого залишку. Нагріваючи останній, без доступу повітря, він помітив освіта білого диму, осідає на стінках посудини і яскраво світиться в темряві. Бранд назвав отримане ним речовина фосфором, що в перекладі з грецького означає «світоносець».

Кілька років «рецепт приготування» фосфору зберігався в строгому секреті і був відомий лише декільком алхімікам. Втретє фосфор відкрив Р. Бойль в 1680 році.

У дещо модифікованому вигляді старовинний метод отримання фосфору використовували і в XVIII сторіччі: нагрівання піддавали суміш сечі з оксидом свинцю (PbO), кухонною сіллю (NaCl), поташем (K2CO3) та вугіллям (C). Лише
1777 К. В. Шеєле заробив спосіб отримання фосфору з рогу та кісток тварин.

Природні з'єднання та отримання фосфору

За поширеністю в земній корі фосфор випереджає азот, сірку і хлор.
На відміну від азоту фосфор, з-за великої хімічної активності зустрічаєтьсяв природі тільки у вигляді сполук. Найбільш важливі мінерали фосфору --апатит Са5Х (РО4) 3 (Х - фтор, рідше хлор і гідрооксільная група) і фосфоритиосновою якого є Са3 (РО4) 2. Найбільше родовище апатитівзнаходиться на Кольському півострові, у районі хібінського гір. Покладифосфоритів знаходяться в районі гір Каратау, в Московської, Калузької,
Брянській областях та в інших місцях. Фосфор входить до складу деякихбілкових речовин, що містяться в генеративних органах рослин, у нервових ікісткових тканинах організмів тварин і людини. Особливо багаті фосфороммозкові клітини.

У наші дні фосфор виробляють в електричних печах, відновлюючиапатит вугіллям у присутності кремнезему:

Ca3 (PO4) 2 +3 SiO2 +5 C (3CaSiO3 5 CO (+ P2 (.

Пари фосфору при цій температурі майже повністю складаються з молекул
Р2, які при охолодженні конденсуються в молекули Р4.

Хімічні властивості

Електронна конфігурація атома фосфору

1S22S22P63S23P33d0

зовнішній електронний шар містить 5 електронів. Наявністю трьохнеспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні пояснює те, щов нормальному, не збудженому стані валентність фосфору дорівнює 3.

Але на третьому енергетичному рівні є вакантні осередку d -орбіталей, тому при переході в збуджений стан 3S-електрони будутьроз'єднуватись, переходити на d підрівень, що призводить до утворення 5-тинеспарених елементів.

Таким чином, валентність фосфору в збудженому стані дорівнює 5.

У сполуках фосфор зазвичай проявляє ступінь окислення +5, рідше 3,
-3.
1. Реакції з киснем:

4P0 + 5O2 2P2 5 O5

(при нестачі кисню: 4P0 + 3O2 2P2 3 O3)
2. З галогенами і сіркою:

2P0 + 3Cl2 (2P 3 Cl3

P0 + 5S P2 5 S5
(галогеніди фосфору легко розкладаються водою, наприклад:

PCl3 + 3H2O (H3PO3 + 3HCl

PCl5 + 4H2O (H3PO4 + 5HCl)
3. З азотною кислотою:

3P0 + 5HN +5 O3 + 2H2O (3H3P 5 O4 + 5N 2 O
4. З металами утворює Фосфіди, в яких фосфор проявляє ступіньокислення - 3:

2P0 + 3Mg (Mg3P2-3
(фосфід магнію легко розкладається водою Mg3P2 + 6H2O (3Mg (OH) 2 + 2PH3
(фосфін))

3Li + P (Li3P-3
5. Зі лугом:

4P + 3NaOH + 3H2O (PH3 + 3NaH2PO2
У реакціях (1,2,3) - фосфор виступає як відновник, в реакції (4) --як окислювач; реакція (5) - приклад реакції диспропорціонування.

Фосфор може бути як відновлювачем, так і окислювачем.

Аллотропние зміни

У вільному стані фосфор утворює кілька аллотропнихвидозмін. Це пояснюється тим, що атоми фосфору здатні, взаємноз'єднуючись, утворювати кристалічні решітки різного типу.

Таблиця 1

Біла модифікація фосфору, що виходять при конденсації парів, маємолекулярну кристалічну решітку, у вузлах якої дислокованімолекули Р4 (рис.1). Через слабість міжмолекулярних сил білий фосфор летючих,легкоплавок, ріжеться ножем і розчиняється в неполярних розчинниках,наприклад в сірковуглецю. Білий фосфор досить реакційноздатні речовина.
Він енергійно взаємодіє з киснем, галогенами, сіркою і металами.
Окислення фосфору на повітрі супроводжується розігрівання і світлом.
Тому білий фосфор зберігають під водою, з якою він не реагує. Білийфосфор дуже токсичний.

Близько 80% від усього виробництва білого фосфору йде на синтез чистогоортофосфорної кислоти. Вона в свою чергу використовується для отриманняполіфосфатів натрію (їх застосовують для зниження жорсткості питної води) іхарчових фосфатів. Частина білого фосфору витрачається для створеннядимоутворюючою речовин і запалювальних сумішей.

Техніка безпеки. У виробництві фосфору та його сполук потрібнодотримання особливих заходів обережності, тому що білий фосфор - сильна отрута.
Тривала робота в атмосфері білого фосфору може призвести дозахворювання кісткових тканин, випадання зубів, омертвіння ділянок щелеп.
Запалало, білий фосфор викликає хворобливі, довго не загоюютьсяопіки. Зберігати білий фосфор прямує під водою, у герметичних посудинах.
Палаючий фосфор гасять двоокисом вуглецю, розчином CuSO4 або піском.
Обоження шкіру слід промити розчином KmnO4 або CuSO4. Протиотрутою приотруєння фосфором є 2%-ий розчин CuSO4.

При тривалому зберіганні, а також при нагріванні білий фосфор переходитьв червону модифікацію (вперше його отримали лише 1847). Назвачервоний фосфор належить відразу до декількох модифікаціях, що розрізняються защільності і забарвленням: вона коливається від помаранчевої до темно-червоного і навітьфіолетової. Всі різновиди червоного фосфору нерозчинні в органічнихрозчинниках, і в порівнянні з білим фосфором вони менш реакційноздатніі мають полімерне будову: це тетраєдри Р4, пов'язані один з одним унескінченні ланцюги (мал. 2).

Червоний фосфор знаходить застосування в металургії, виробництвінапівпровідникових матеріалів і ламп розжарювання, використовується в сірниковійвиробництві.

Найбільш стабільною модифікацією фосфору є чорний фосфор. Йогоотримують аллотропним перетворенням білого фосфору при t = 2200C і підвищенимтиском. За зовнішнім виглядом він нагадує графіт. Кристалічна структурачорного фосфору шарувата, що складається з гофрованих шарів (рис.3). Чорнийфосфор - це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні бездоступу повітря він, як і червоний, переходить на пару, з якогоконденсується в білий фосфор.

Оксид фосфору (V)

P2 5 O5 Фосфорний ангідрид (оксид фосфору (V))

Білі кристали, t0пл .= 5700С, t0кіп .= 6000C, (= 2,7 г/см3. Маєкілька модифікацій. У парах складається з молекул P4H10, дужегігроскопічний (використовується як осушувач газів і рідин).

Отримання

4P + 5O2 (2P2O5

Хімічні властивості

Всі хімічні властивості кислотних оксидів: реагує з водою,основними оксидами і лугами
1) P2O5 + H2O (2HPO3 (метафосфорнаякислота)

P2O5 + 2H2O (H4P2O7 (пірофосфорная кислота)

P2O5 + 3H2O (2H3PO4 (ортофосфорна кислота)

2) P2O5 + 3BaO ( Ba3 (PO4) 2

Залежно від надлишку лугу утворює середні і кислі солі:

гідрофосфат натрію

дигідрофосфат натрію

Завдяки виключною гігроскопічності оксид фосфору (V)використовується в лабораторній та промислової техніки як осушують ідегідратірующего кошти. За своїм осушуємо дії він перевершує всіінші речовини. Від безводному хлорного кислоти забирає хімічнозв'язану воду з утворенням її ангідриду:

Ортофосфорна кислота. Відомо кілька кислот, що містять фосфор.
Найважливіша з них - ортофосфорна кислота Н3РО4 (Рис.5).

Безводна ортофосфорна кислота являє собою світлі прозорікристали, при кімнатній температурі розпливаються на повітрі. Температураплавлення 42,350 С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-якихконцентрацій.

ортофосфорної кислоти відповідає наступна структурна формула:

АЛЕ ВІН

Про ОН

В лабораторії ортофосфорну кислоту отримують окисленням фосфору 30%-ноїазотною кислотою:

У промисловості ортофосфорну кислоту отримують двома способами:екстракційний і термічним.

1. В основі екстракційного методу лежить обробка подрібненихприродних фосфатів сірчаною кислотою:

Ортофосфорна кислота потім фільтрується і концентруєтьсяупарювання.

2. Термічний метод полягає у відновленні природних фосфатів довільного фосфору з наступним його спалюванням до Р4О10 і розчиненнямостаннього у воді. Вироблена за цим методом ортофосфорна кислотахарактеризується більш високою чистотою і підвищеною концентрацією (до 80%масових).

Фізичні властивості. Ортофосфорна кислота - тверде, безбарвне,кристалічна речовина, добре розчинна у воді.

Хімічні властивості ортофосфорної кислоти представлені в табл.2:

Таблиця 2

ортофосфату. Ортофосфорна кислота утворює три ряди солей. Якщопозначити атоми металів літерами Me, то можна зобразити в загальному виглядісклад її солей (табл. 3).

Таблиця 3

Хімічні формули ортофосфату, що містять метали

Замість одновалентних металу до складу молекул ортофосфату можевходити група амонію: (NH4) 3PO4 - ортофосфату амонію;

(NH4) 2HPO4-гідроортофосфат амонію; NH4H2PO4 - дигідро-ортофосфатуамонію.

ортофосфату і гідроортофосфати кальцію та амонію широко використовують уяк добрива, ортофосфату і гідроортофосфат натрію - для осадження зводи солей кальцію.

Фосфор в організмі людини

У тілі людини масою 70 кг. Міститься близько 780 р. фосфору. У виглядіфосфатів кальцію фосфор присутній в кістках людини і тварин. Входитьвін і до складу білків, фосфоліпідів, нуклеїнових кислот; сполуки фосфоруберуть участь в енергетичному обміні (аденізінтріфосфорная кислота, АТФ).
Щоденна потреба людського організму в фосфорі складає 1,2 р.
Основна його кількість ми споживаємо з молоком і хлібом (в 100 р. хлібаміститься приблизно 200 мг. фосфору). Найбільш багаті фосфором риба, квасоляі деякі види сиру.

Цікаво, що для правильного харчування необхідно дотримувати балансміж кількістю споживаного фосфору і кальцієм: оптимальне співвідношенняв цих елементах їжі становить 1,5 (1. Надлишок багатою фосфором їжіпризводить до вимивання кальцію з кісток, а при надлишку кальцію розвиваєтьсясечокам'яна хвороба.

Сірники

Запальна поверхню сірникової коробки покрита сумішшю червоногофосфору і порошку скла. До складу сірникової головки входять окислювачі
(PbO2, KСlO3, BaCrO4) і відновлювачі (S, Sb2S3). При терті відзапальною поверхні суміш, нанесена на сірник, запалюється:

Перші фосфорні сірники - з головкою з білого фосфору - були створенілише 1827 Такі сірники спалахували при терті про будь-яку поверхню, щонерідко призводило до пожеж. Крім того, білий фосфор дуже отруйний. Описановипадки отруєння фосфорними сірниками як із-за необережного поводження,так і з метою самогубства: для цього досить було з'їсти кількасірникових головок. Ось чому на зміну фосфорним сірникам прийшли безпечні,які вірно служать нам і до цього дня. Промислове виробництвобезпечних сірників почалося у Швеції в 60-х рр.. XIX століття.

Фосфорні добрива

Мінеральні добрива - джерело різних поживних елементів длярослин і властивостей грунту, в першу чергу азоту, фосфору і калію, а потімкальцію, магнію, сірки, заліза.

Фосфор входить до складу багатьох органічних сполук у рослинах.
Фосфорна харчування регулює ріст і розвиток рослин.

Сировиною для виробництва фосфорних добрив, фосфору і всіх фосфорнихсполук служать апатитові і фосфорітовие руди. Склад а?? атітов частішевсього виражається формулою Са5 (РО4) 3F (фторапатіт). Фосфорити відрізняються відфторапатітов тим, що в них замість іонів F-містяться іони ОН-або.
Фосфорити зазвичай містять більше домішок, ніж фторапатіт.

У дореволюційній Росії були відомі і розроблялися лишемалопотужні родовища фосфоритів низької якості. Тому подієювеличезного народногосподарського значення було відкриття в 20-х рокахродовища апатиту на Кольському півострові в Хібінах. Тут побудовановелика збагачувальна фабрика, яка розділяє яка здобувається гірську породуна концентрат з високим вмістом фосфору і домішки - «нефеліновіхвости », що використовуються для виробництва алюмінію, соди, поташу і цементу.

Потужні родовища фосфоритів відкриті в Південному Казахстані, в горах
Каратау.

Найдешевше фосфорне добриво - це тонко подрібнений фосфорит --фосфоритне мука. Фосфор міститься в ній у вигляді нерозчинного у водіфосфату кальцію Са3 (РО4) 2. Тому фосфорити засвоюються не всімарослинами і не на всіх грунтах. Основну масу видобуваються фосфорних рудпереробляють хімічними методами на речовини, доступні всім рослинам набудь-який грунті. Це водорозчинні фосфати кальцію:

Подвійний суперфосфат (колір і зовнішній вигляд схожий з простим суперфосфатом
- Сірий дрібнозернистий порошок).

Виходить при дії на природний фосфат фосфорної кислоти:

У порівнянні з простим суперфосфатом він не містить СаSО4 і єзначно концентрованим добривом (містить до 50% Р2О5).

преципітат - містить 35-40% Р2О5.

Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти розчином гідроксидукальцію:

Застосовується на кислих грунтах.

Амофос - складне добриво, що містить азот (до 15% N) і фосфор (до
58% Р2О5) у вигляді NH4H2PO4 і (NH4) 2HPO4. Виходить при нейтралізаціїфосфорної кислоти аміаком.

Раніше протягом більше 100 років як фосфорного добрива широковикористовували так званий простий суперфосфат, який утворюється придії сірчаної кислоти на природний фосфат кальцію:

У цьому випадку в реакцію з фосфатом кальцію вступає щодо меншесірчаної кислоти, ніж при отриманні з нього фосфорної кислоти. Виходитьсуміш дигідрофосфату кальцію та сульфату кальцію. Це добриво з масовоючасткою Р2О5 не вище 20%. Зараз простий суперфосфат виробляється впорівняно невеликих масштабах на раніше побудованих заводах.

Приклади фосфорних добрив подані в табл.4.

Таблиця 4

Висновок
1. Значення фосфору

Фосфорна кислота має велике значення як один з найважливішихкомпонентів живлення рослин. Фосфор використовується рослинами для побудовисвоїх найбільш життєво важливих частин - насіння і плодів.

Похідні ортофосфорної кислоти дуже потрібні не тільки рослинам, але йтвариною. Кістки, зуби, панцирі, кігті, голки, шпильки у більшості живихорганізмів складаються, в основному, з ортофосфату кальцію. Крім того,ортофосфорна кислота, утворюючи різні сполуки з органічнимиречовинами, беруть активну участь у процесах обміну речовин живого організму знавколишнім середовищем. У результаті цього похідні фосфору містяться вкістках, мозку, крові, в м'язових і сполучних тканинах організмівлюдини і тварин. Особливо багато ортофосфорної кислоти в складі нервових
(мозкових) клітин, що дозволило А.Є. Ферсману [1], відомому геохімік,назвати фосфор "елементом думки". Вельми негативно (захворювання тваринрахіт, недокрів'я, і ін) позначається на стані організму пониженнявмісту в раціоні харчування сполук фосфору або введення їх внеусвояемой формі.
2. Застосування фосфору

Застосовують ортофосфорну кислоту в даний час досить широко.
Основним її споживачем є виробництво фосфорних і комбінованихдобрив. Для цих цілей щорічно видобувається в усьому світіфосфоровмісних руди близько 100 млн. т. Фосфорні добрива не тількисприяють підвищенню врожайності різних сільськогосподарських культур,але й надають рослинам зимостійкість і стійкість до іншихнесприятливих кліматичних умов, створюють умови для більш швидкогодозрівання врожаю в районах з коротким вегетативним періодом. Вони такожсприятливо діють на грунт, сприяючи її структурування, розвиткугрунтових бактерій, зміни розчинності інших містяться у грунтіречовин і придушення деяких утворюються шкідливих органічних речовин.

Чимало ортофосфорної кислоти споживає харчова промисловість. Річ уте, що на смак розбавлена ортофосфорна кислота дуже приємна іневеликі її добавки в мармелад, лимонад і сиропи помітно поліпшують їхсмакові якості. Цією ж властивістю володіють і деякі солі фосфорноїкислоти. Гідрофосфат кальцію, наприклад, з давніх пір входять дохлібопекарські порошки, покращуючи смак булочок і хліба.

Цікавими є й інші застосування ортофосфорної кислоти в промисловості.
Наприклад, було відмічено, що просочування деревини самої кислотою і її солямироблять дерево негорючим. На цій основі зараз проводять вогнезахисніфарби, негорючі фосфодревесние плити, негорючий фосфатний пінопласт іінші будівельні матеріали.

Різні солі фосфорної кислоти широко застосовують у багатьох галузяхпромисловості, у будівництві, різних областях техніки, у комунальномугосподарстві і побуті, для захисту від радіації, для пом'якшення води, боротьби зкотельні накипом і виготовлення різних миючих засобів.

Фосфорна кислота, конденсовані кислоти і дегідротірованние фосфатислужать каталізаторами в процесах дегидратацією, алкілування іполімеризації вуглеводнів.

Особливе місце займають фосфорорганічні сполуки як екстрагентів,пластифікатори, мастила, присадки до пороху та абсорбенти вхолодильних установках. Солі кислих Алкілфосфати використовують якповерхнево-активні речовини, антифризи, спеціальні добрива,антикоагулянти латексу та ін Кислі алкілфосфати застосовують дляекстракційної переробки урановорудних Щелок.

Список використаної літератури:

1. Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзітіс. ХІМІЯ. Підручник для 9 класу загальноосвітніх закладів. - М., 5-е видання, ПРОСВЕЩЕНИЕ,

1997.

2. ХІМІЯ. Довідкові матеріали. Під ред.Ю.Д.Третьякова, - М.,

ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984.

3. ХІМІЯ. Довідник школяра, - М., 1995.

4. ХІМІЯ. Енциклопедія для дітей. Том 17, АВАНТА, 2000.

5. Везер В.-Дж., Фосфор і його сполуки, пров. з англ., - М., 1963.

6. Інтернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/