Фосфор і його сполуки
Реферат
Зміст
Введення
Глава I. Фосфор як елемент і як проста речовина
1.1. Фосфор у природі
1.2. Фізичні властивості
1.3. Хімічні властивості
1.4. Отримання
1.5. Застосування
Глава II. Сполуки фосфору
2.1. Оксиди
2.2. Кислоти та їх солі
2.3. Фосфін
Глава III. Фосфорні добрива
Висновок
Бібліографічний список
Введення
Фосфор (лат. Phosphorus) P - хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва атомний номер 15, атомна маса 30,973762 (4). Розглянемо будову атома фосфору. На зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору знаходяться п'ять електронів. Графічно це виглядає так:
1 s 2 лютого s 2 лютого p 3 червня s 3 лютого p 3 березня d 0
У 1699 р. гамбурзький алхімік X. Бранд в пошуках «філософського каменя», нібито здатного перетворити неблагородні метали на золото, при випаровуванні сечі з вугіллям і піском виділив біле воскоподібне речовину, здатну світитися.
Назва «фосфор» походить від грец. «Phos» - світло і «phoros» - несучий. У Росії термін «фосфор» введений в 1746 р. М.В. Ломоносовим.
До основних сполук фосфору відносять оксиди, кислоти та їх солі (фосфати, дигідрофосфат, гідрофосфат, фосфіди, фосфіти).
Дуже багато речовин, що містять фосфор, містяться в добривах. Такі добрива називають фосфорними.
Глава I Фосфор як елемент і як проста речовина
Фосфор у природі
Фосфор належить до поширених елементів. Загальний вміст в земній корі становить близько 0,08%. Внаслідок легкої окислюваності фосфор в природі зустрічається лише у вигляді сполук. Головними мінералами фосфору є фосфорити і апатити, з останніх найбільш поширений фторапатит 3 Ca 3 (PO 4) 2 • CaF 2. Фосфорити широко поширені на Уралі, в Поволжі, Сибіру, Казахстані, Естонії, Білорусі. Найбільші поклади апатитів знаходяться на Кольському півострові.
Фосфор - необхідний елемент живих організмів. Він присутній в кістках, м'язах, в мозковій тканині і нервах. З фосфору побудовані молекули АТФ - аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ - збирач і носій енергії). В організмі дорослої людини міститься в середньому близько 4,5 кг фосфору, в основному в поєднанні з кальцієм.
Фосфор міститься також в рослинах.
Природний фосфор складається лише з одного стабільного ізотопу 31 Р. У наші дні відомо шість радіоактивних ізотопів фосфору.
Фізичні властивості
Фосфор має кілька аллотропних модифікацій - білий, червоний, чорний, коричневий, фіолетовий фосфор та ін Перші три з названих найбільш вивчені.
Білий фосфор - безбарвна, з жовтуватим відтінком кристалічна речовина, що світиться в темряві. Його щільністю 1,83 г / см 3. Не розчиняється у воді, добре розчиняється в сірковуглеці. Має характерний часниковий запах. Температура плавлення 44 ° С, температура самозаймання 40 ° С. Щоб захистити білий фосфор від окислення, його зберігають під водою в темряві (на світлі йде перетворення в червоний фосфор). На холоді білий фосфор крихкий, при температурах вище 15 ° С стає м'яким і ріжеться ножем.
Молекули білого фосфору мають кристалічну решітку, в вузлах якої знаходяться молекули Р 4, що мають форму тетраедра.
Кожен атом фосфору пов'язаний трьома σ-зв'язками з іншими трьома атомами.
Білий фосфор отруйний і дає труднозаживающие опіки.
Червоний фосфор - порошкоподібною речовиною темно-червоного кольору без запаху, у воді і сірковуглеці не розчиняється, не світиться. Температура займання 260 ° С, щільність 2,3 г / см 3. Червоний фосфор є сумішшю декількох аллотропних модифікацій, що відрізняються кольором (від червоного до фіолетового). Властивості червоного фосфору залежать від умов його отримання. Не отруйний.
Чорний фосфор за зовнішнім виглядом схожий на графіт, жирний на дотик, володіє напівпровідниковими властивостями. Щільність 2,7 г / см 3.
Червоний і чорний фосфори мають атомну кристалічну решітку.
Хімічні властивості
Фосфор - неметал. У з'єднаннях він звичайно виявляє ступінь окислення +5, рідше - +3 і -3 (тільки в фосфіду).
Реакції з білим фосфором йдуть легше, ніж з червоним.
I. Взаємодія з простими речовинами.
Взаємодія з галогенами:
2 P + 3 Cl 2 = 2 PCl 3 (хлорид фосфору (III)),
PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфору (V)).
Взаємодія з нематалламі:
2P + 3S = P 2 S 3 (сульфід фосфору (III).
Взаємодія з металами:
2 P + 3 Ca = Ca 3 P 2 (фосфід кальцію).
Взаємодія з киснем:
4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 (оксид фосфору (V), фосфорний ангідрид).
II. Взаємодія зі складними речовинами.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO ↑.
Отримання
Фосфор отримують з подрібненого фосфоритів і апатитів, останні змішуються з вугіллям і піском і прожарюють в печах при 1500 ° С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ↑ + 10CO ↑.
Фосфор виділяється у вигляді пари, які конденсуються в приймальнику під водою, при цьому утворюється білий фосфор.
При нагріванні до 250-300 ° С без доступу повітря білий фосфор перетворюється в червоний.
Чорний фосфор виходить при тривалому нагріванні білого фосфору при дуже великому тиску (200 ° С і 1200 МПа).
Застосування
Червоний фосфор застосовується при виготовленні сірників (див. малюнок). Він входить до складу суміші, що наноситься на бічну поверхню сірникової коробки. Основним компонентом складу голівки сірника є бертолетова сіль KClO 3. Від тертя головки сірника про намазки коробка частинки фосфору на повітрі спалахують. У результаті реакції окислення фосфору виділяється тепло, що приводить до розкладання бертолетової солі.
KClO 3
KCl +.
Утворений кисень сприяє займання головки сірника.
Фосфор використовують в металургії. Він застосовується для отримання провідників і входить до складу деяких металевих матеріалів, наприклад олов'яних бронз.
Також фосфор використовують при виробництві фосфорної кислоти і отрутохімікатів (дихлофос, хлорофос і ін.)
Білий фосфор використовують для створення димових завіс, так як при його горінні утворюється білий дим.
Глава II. Сполуки фосфору
2.1 Оксиди
Фосфор утворює кілька оксидів. Найважливішими з них є оксид фосфору (V) P 4 O 10 і оксид фосфору (III) P 4 O 6. Часто їх формули пишуть у спрощеному вигляді - P 2 O 5 і P 2 O 3. У структурі цих оксидів зберігається тетраедричну розташування атомів фосфору.
Оксид фосфору (III) P 4 O 6 - воскоподібні кристалічна маса, що плавиться при 22,5 ° С і перетворюється при цьому в безбарвну рідину. Отруйний.
При розчиненні в холодній воді утворює фосфористу кислоту:
P 4 O 6 + 6 H 2 O = 4 H 3 PO 3,
а при реакції з лугами - відповідні солі (фосфіти).
Сильний відновник. При взаємодії з киснем окислюється до Р 4 Про 10.
Оксид фосфору (III) виходить окисленням білого фосфору при недоліку кисню.
Оксид фосфору (V) P 4 O 10 - білий кристалічний порошок. Температура сублімації 36 ° С. Має кілька модифікацій, одна з яких (так звана летюча) має склад Р 4 Про 10. Кристалічна решітка цієї модифікації складається з молекул Р4 Про 10, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними силами, легко розриваються при нагріванні. Звідси і летючість цього різновиду. Інші модифікації полімерні. Вони утворені нескінченними шарами тетраедрів РО 4.
При взаємодії Р 4 Про 10 з водою утворюється фосфорна кислота:
P 4 O 10 + 6 H 2 O = 4 H 3 PO 4.
Будучи кислотним оксидом, Р 4 Про 10 вступає в реакції з основними оксидами і гідроксидами.
Утворюється при високотемпературному окисленні фосфору в надлишку кисню (сухого повітря).
Завдяки винятковій гігроскопічності оксид фосфору (V) використовується в лабораторній та промислової техніці як осушающего і дегідратіруюшего кошти. За своїм осушувальної дії він перевершує всі інші речовини. Від безводній хлорним кислоти віднімає хімічно зв'язану воду з утворенням її ангідриду:
4 HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2 Cl 2 O 7.
2.2 Кислоти та їх солі
а) Фосфористая кислота H 3 PO 3. Безводна фосфориста кислота Н 3 РО 3 утворює кристали щільністю 1,65 г / см 3, що плавляться при 74 ° С.
Структурна формула:
.
При нагріванні безводної Н 3 РО 3 відбувається реакція диспропорціонування (самоокісленія-самовідновлення):
4 H 3 PO 3 = PH 3 ↑ + 3 H 3 PO 4.
Солі фосфористої кислоти - фосфіти. Наприклад, K 3 PO 3 (фосфо калію) або Mg 3 (PO 3) 2 (фосфо магнію).
Фосфористу кислоту Н 3 РО 3 отримують розчиненням у воді оксиду фосфору (III) або гідролізом хлориду фосфору (III) Р Cl 3:
Р Cl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl ↑.
б) Фосфорна кислота (ортофосфорна кислота) H 3 PO 4.
Безводна фосфорна кислота являє собою світлі прозорі кристали, при кімнатній температурі розпливаються на повітрі. Температура плавлення 42,35 ° С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-яких концентрацій.
Фосфорної кислоти відповідає наступна структурна формула:
.
Фосфорна кислота реагує з металами, розташованими в ряду стандартних електродних потенціалів до водню, з основними оксидами, з підставами, з солями слабких кислот.
У лабораторії фосфорну кислоту отримують окисленням фосфору 30%-ної азотної кислотою:
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO ↑.
У промисловості фосфорну кислоту отримують двома способами: екстракційним і термічним. В основі екстракційного методу лежить обробка подрібнених природних фосфатів сірчаної кислотою:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓.
Фосфорна кислота потім фільтрується і концентрується упариванием.
Термічний метод полягає у відновленні природних фосфатів до вільного фосфору з наступним його спалюванням до Р 4 Про 10 і розчиненням останнього у воді. Вироблена за цим методом фосфорна кислота характеризується більш високою чистотою і підвищеною концентрацією (до 80% масових).
Фосфорну кислоту використовують для виробництва добрив, для приготування реактивів, органічних речовин, для створення захисних покриттів на металах. Очищена фосфорна кислота потрібна для приготування фармацевтичних препаратів, кормових концентратів.
Фосфорна кислота не є сильною кислотою. Як триосновний кислота, у водному розчині дисоціює ступінчасто. Легше йде дисоціація по першого ступеня.
H 3 PO 4 H + +
(Дигідрофосфат-іон);
H + +
(Гідрофосфат-іон);
H + +
(Фосфат-іон).
Сумарне іонне рівняння дисоціації фосфорної кислоти:
H 3 PO 4 3 H + +
.
Фосфорна кислота утворює три ряди солей:
а) K 3 PO 4, Ca 3 (PO 4) 2 - тризаміщені, або фосфати;
б) K 2 HPO 4, CaHPO 4 - двозаміщений, або гідрофосфату;
в) KH 2 PO 4, Ca (H 2 PO 4) 2 - однозаміщені, або дигідрофосфат.
Однозаміщені фосфати мають кислу реакцію, двозаміщений - слаболужну, тризаміщені - лужну.
Всі фосфати лужних металів і амонію розчинні у воді. З кальцієвих солей фосфорної кислоти розчиняється у воді лише дигідрофосфат кальцію. Гідрофосфат кальцію і фосфат кальцію розчиняються в органічних кислотах.
При нагріванні фосфорна кислота спочатку втрачає воду - розчинник, потім починається дегідратація фосфорної кислоти і утворюється дифосфорная кислота:
2 H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O.
Значна частина фосфорної кислоти перетворюється на дифосфорная при температурі близько 260 ° С.
в) Фосфорноватая кислота (гіпофосфорная кислота) H 4 P 2 O 6.
.
H 4 P 2 O 6 - чотирьохосновним кислота середньої сили. При зберіганні гіпофосфорная кислота поступово розкладається. При нагріванні її розчинів перетворюється на Н 3 РО 4 і Н 3 РО 3.
Утворюється при повільному окисленні Н 3 РО 3 на повітрі або окисленні білого фосфору у вологому повітрі.
г) фосфорноватистой кислота (гіпофосфорістая кислота) H 3 PO 2. Ця кислота одноосновний, сильна. Фосфорноватистой кислоті відповідає наступна структурна формула:
.
Гіпофосфіти - солі фосфорноватистой кислоти - звичайно добре розчиняються у воді.
Гіпофосфіти і Н 3 РО 2 - енергійні відновники (особливо в кислому середовищі). Їх цінною особливістю є здатність відновлювати розчинені солі деяких металів (Ni, Cu та ін) до вільного металу:
2 Ni 2 + + + 2 H 2 O → Ni 0 +
+ 6 H +.
Виходить фосфорноватистой кислота розкладанням гіпофосфіти кальцію або барію сірчаної кислотою:
Ba (H 2 PO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2H 3 PO 2 + BaSO 4 ↓.
Гіпофосфіти утворюються при кип'ятінні білого фосфору в суспензіях гідроксидів кальцію або барію.
2 P 4 (білий) + 3 Ba (OH) 2 + 6 H 2 O = 2 PH 3 ↑ + 3 Ba (H 2 PO 2) 2.
2.3 Фосфин
Фосфін PH 3 - з'єднання фосфору з воднем - безбарвний газ з різким неприємним запахом часниковим, добре розчинний у воді (хімічно з нею не взаємодіє), дуже отруйний. На повітрі чистий і сухий фосфін спалахує при нагріванні вище 100-140 ° С. Якщо фосфін містить домішки дифосфин Р 2 Н 4, він самозаймається на повітрі.
При взаємодії з деякими сильними кислотами фосфін утворює солі фосфония, наприклад:
PH 3 + HCl = PH 4 Cl (хлорид фосфония).
Будова катіона фосфония [РН 4] + аналогічна будові катіона амонію [N Н 4] +.
Вода розкладає солі фосфония з утворенням фосфіну і галогеноводорода.
Фосфін може бути отриманий при взаємодії фосфідів з водою:
Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca (OH) 2 + 2PH 3 ↑.
І останнє. При взаємодії фосфору з металами утворюються солі - фосфіди. Наприклад, Ca 3 P 2 (фосфід кальцію), Mg 3 P 2 (фосфід магнію).
Глава III Фосфорні добрива
Сполуки фосфору, так само як і азоту, постійно зазнають в природі перетворення - відбувається круговорот фосфору в природі. Рослини витягають з грунту фосфати і перетворюють їх у складні фосфорсодержащие органічні речовини. Ці речовини з рослинною їжею потрапляють в організм тварин - відбувається утворення білкових речовин нервової та м'язової тканин, фосфатів кальцію в кістках і пр. Після відмирання тварин і рослин фосфорсодержащие з'єднання розкладаються під дією мікроорганізмів. У результаті утворюються фосфати. Таким чином, завершується кругообіг, що виражається схемою:
Р (живих організмів) Р (грунту).
Цей кругообіг порушується при видаленні сполук фосфору з урожаєм сільськогосподарських культур. Недолік в грунті фосфору практично не заповнюється природним шляхом. Тому необхідно вносити фосфорні добрива.
Як ви знаєте, мінеральні добрива бувають простими і комплексними. До простих відносять добрива, що містять один живильний елемент. Комплексні добрива містять кілька поживних елементів.
Як отримують фосфорні добрива в промисловості? Природні фосфати у воді не розчиняються, а у грунтових розчинах малорастворіми і погано засвоюються рослинами. Переробка природних фосфатів у воднорастворімие з'єднання - завдання хімічної промисловості. Вміст у добриві поживного елемента фосфору оцінюють вмістом оксиду фосфору (V) Р 2 О 5.
Основна складова частина фосфорних добрив - дигідро-або гідрофосфату кальцію. Фосфор входить до складу багатьох органічних сполук у рослинах. Фосфорна харчування регулює ріст і розвиток рослин. До найбільш поширеним фосфорним добрив відносяться:
1. Фосфоритне борошно - дрібний білий порошок. Містить 18-26% Р 2 О 5.
Виходить при подрібненні фосфоритів Са 3 (РО 4) 2.
Фосфоритне борошно може засвоюватися тільки на підзолистих і торф'яних грунтах, що містять органічні кислоти.
2. Простий суперфосфат - сірий дрібнозернистий порошок. Містить до 20% Р 2 О 5.
Виходить при взаємодії природного фосфату з сірчаною кислотою:
Са 3 (РО 4) 2 + 2Н 2 S О 4 = Са (Н 2 РО 4) 2 + 2Са S О 4.
суперфосфат
У цьому випадку виходить суміш солей Са (Н 2 РО 4) 2 і Са S О 4, яка добре засвоюється рослинами на будь-якому грунті.
3. Подвійний суперфосфат (колір і зовнішній вигляд схожий з простим суперфосфатом).
Виходить при дії на природний фосфат фосфорної кислоти:
Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 РО 4 = ЗСА (Н 2 РО 4) 2.
У порівнянні з простим суперфосфатом він не містить Са S О 4 і є значно концентрованим добривом (містить до 50% Р 2 О 5).
4. Преципітат - містить 35-40% Р 2 О 5.
Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти розчином гідроксиду кальцію:
Н 3 РО 4 + Са (ОН) 2 = СаНРО 4 • 2Н 2 О.
Застосовується на кислих грунтах.
5. Кісткова мука. Виходить при обробці кісток домашніх тварин, містить Са 3 (РО 4) 2.
6. Амофос - складне добриво, що містить азот (до 15% К) і фосфор (до 58% Р 2 О 5) у вигляді N Н 4 Н 2 РО 4 і (N Н 4) 2 НРО 4. Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти аміаком.
Висновок
І на завершення хотілося б сказати біологічне значення фосфору. Фосфор є складовою частиною тканин організмів людини, тварин і рослин. В організмі людини більша частина фосфору пов'язана з кальцієм. Для побудови скелета дитині потрібно стільки ж фосфору, скільки і кальцію. Крім кісток, фосфор міститься в нервовій та мозкової тканинах, крові, молоці. У рослинах, як і у тварин, фосфор входить до складу білків.
З фосфору, що надходить в організм людини з їжею, головним чином з яйцями, м'ясом, молоком і хлібом, будується АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, яка служить збирачем і носієм енергії, а також нуклеїнові кислоти - ДНК і РНК, що здійснюють передачу спадкових властивостей організму. Найбільш інтенсивно АТФ витрачається в активно працюючих органах тіла: у печінці, м'язах, мозку. Недарма знаменитий мінералог, один з основоположників науки геохімії, академік А. Е. Ферсман назвав фосфор "елементом життя і думки».
Як було зазначено, фосфор існує в природі у вигляді з'єднань, що містяться в грунті (або розчинених у природних водах). З грунту фосфор витягується рослинами, а тварини отримують фосфор з рослинною їжею. Після відмирання рослинних і тваринних організмів фосфор знову переходить в грунт. Так здійснюється кругообіг фосфору в природі.
Бібліографічний список:
Ахметов Н.С. Хімія 9 клас: навч. для загальноосвіт. навч. закладів. - 2-е вид. - М.: Просвещение, 1999. - 175 с.: Іл.
Габрієлян О.С. Хімія 9 клас: навч. для загальноосвіт. навч. закладів. - 4-е вид. - М.: Дрофа, 2001. - 224 с.: Іл.
Габрієлян О.С. Хімія 8-9 класи: метод. посібник. - 4-е вид. - М.: Дрофа, 2001. - 128 с.
Єрошин Д.П., Шишкін Е.А. Методика рішення задач з хімії: навч. посібник. - М.: Просвещение, 1989. - 176 с.: Іл.
Кременчуцька М. Хімія: Довідник школяра. - М.: філол. т-во «СЛОВО»: ТОВ «Изд-во АСТ», 2001. - 478 с.
Кріцман В.А. Книга для читання з неорганічної хімії. - М.: Просвещение, 1986. - 273 с.