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

Фізичні властивості фосфору  
| Аллотропна | Густина, | tпл, | Tкіп, | Зовнішній вигляд і характерні |  
| я | | 0C | 0C | ознаки |  
| модифікації | г/см3 | | | |  
| я | | | | |  
| Білий | 1,73 | 44,1 | 280,5 | Білий кристалічний |  
| | | | | Порошок, отруйний, |  
| | | | | Самозаймається на повітрі. |  
| | | | | При 280-300 ° С переходить у |  
| | | | | Червоний |  
| Червоний | 2,3 | 590 | Возгоняетс | Червоний кристалічний або |  
| | | | Я близько | аморфний порошок, неядовіт. |  
| | | | 400 ° С | При 220 ° С і 12 (108 Па |  
| | | | | Переходить в чорний фосфор. |  
| | | | | Горить на повітрі |  
| | | | | Тільки при підпалюванні |  
| Чорний | 2,7 | При нагріванні | Графітоподобная структура. |  
| | | Переходить в червоний | За нормальних умов - |  
| | | Фосфор | напівпровідник, під |  
| | | | Тиском проводить |  
| | | | Електричний струм як |  
| | | | Метал |

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)

| Фосфор утворює кілька оксидів. | |  
| Найважливішим із них є оксид фосфору (V) | |  
| P4O10 (Рис.4). Часто його формулу пишуть у | |  
| спрощеному вигляді - P2O5. У структурі цього | |  
| оксиду зберігається тетраедричних | |  
| розташування атомів фосфору. | |

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

Р

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

Хімічні властивості ортофосфорної  кислоти  
| Загальні з іншими кислотами | Специфічні |  
| 1. Водний розчин кислоти змінює | При нагріванні поступово |  
| забарвлення індикаторів. Дисоціація | перетворюється на метафосфорную |  
| відбувається поступово: | кислоту: |  
| | |  
| | Двуфосфорная |  
| | Кислота |  
| Легше за все йде дисоціація по | |  
| першого ступеня і найважче - за | |  
| третя | 2. При дії розчину нітрату |  
| 2. Реагує з металами, | срібла (I) з'являється жовтий |  
| розташованими в витеснітельном ряду | осад: |  
| до водню: | |  
| | Жовтий |  
| 3. Реагує з основними оксидами: | осад |  
| | |  
| 4. Реагує з підставами і | 3. Ортофосфорна кислота відіграє |  
| аміаком; якщо кислота взята в | велику роль у життєдіяльності |  
| надлишку, то утворюються кислі солі: | тварин і рослин. Її залишки |  
| | Входять до складу |  
| | Аденозинтрифосфорной кислоти АТФ. |  
| гідрофосфат натрію | При розкладанні АТФ виділяється |  
| | Велика кількість енергії. |  
| | |  
| дигідрофосфат натрію | |  
| | |  
| | |  
| 5. Реагує із солями слабких кислот: | |  
| | |  
| | |