Фосфор - жизненно важный элемент из пятой группы периодической таблицы Менделеева. Химические свойства фосфора зависят от его модификации. Наиболее активным веществом является белый фосфор, окисляющийся на воздухе. Фосфор имеет две валентности (III и V) и три степени окисления - +5, +3, -3.
Фосфор и соединения
Фосфор имеет три аллотропические модификации, отличающиеся химическими и физическими свойствами:
- белый;
- красный;
- чёрный.
Под фосфором в химических реакциях чаще всего понимают белый фосфор (P 4). Красный фосфор вступает в реакции при определённых условиях. Например, реагирует с водой при нагревании и под давлением. Чёрный фосфор практически инертен.
Рис. 1. Светящийся белый фосфор.
Фосфор реагирует с простыми и сложными веществами, образуя:
- фосфин;
- фосфорную кислоту;
- фосфиды;
- оксиды.
Фосфин (РН 3) - плохо растворимый в воде ядовитый газ, аналог аммиака. В отсутствии кислорода при нагревании разлагается на простые вещества - фосфор и водород.
Рис. 2. Фосфин.
Фосфорная или ортофосфорная кислота (H 3 PO 4) образуется при взаимодействии фосфора или оксида фосфора (V) с водой.
Фосфиды - соли, образующиеся при взаимодействии с металлами или неметаллами. Они неустойчивы и легко разлагаются под действием кислот или воды.
Фосфор может образовывать два оксида - P 2 O 3 и P 2 O 5 .
H 3 PO 4 - кислота средней силы, проявляющая амфотерные свойства при взаимодействии с сильной кислотой. Фосфорная кислота образует фосфаты.
Химические свойства
Основные химические свойства фосфора и его соединений описаны в таблице.
|
Вещество |
Реакция |
Особенности |
Уравнение |
|
При избытке O 2 образует оксид фосфора (V) |
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 |
||
|
С металлом |
Является окислителем |
3Mg + 2P → Mg 3 P 2 |
|
|
С галогенами и неметаллами |
Не реагирует с водородом |
2P + 3S → P 2 S 3 |
|
|
8Р + 12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 2 |
|||
|
С кислотами |
2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O |
||
|
Со щелочами |
P 4 + 3NaOH + 3H 2 O → PH 3 + 3NaH 2 PO 2 |
||
|
Воспламеняется на воздухе |
РН 3 + 2O 2 → H 3 PO 4 |
||
|
С галогенами и неметаллами |
РН 3 + 2I 2 + 2H 2 O → H(PH 2 O 2) + 4HI |
||
|
С кислотами |
Проявляет свойства восстановителя |
РН 3 + 3H 2 SO 4 → H 2 (PHO 2) + 3SO 2 + 3H 2 O |
|
|
С металлами |
С активными металлами |
2H 3 PO 4 + 3Ca → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 |
|
|
Подвергается диссоциации |
H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H2PO 4 – |
||
|
Со щелочами |
Образует кислые или щелочные фосфаты |
H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O |
|
|
С оксидами |
2H 3 PO 4 + 3K 2 O → 2K 3 PO 4 + 3H 2 O |
||
|
2H 3 PO 4 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O + 3CO 2 |
|||
|
С аммиаком |
H 3 PO 4 + 3NH 3 → (NH 4) 3 PO 4 |
||
|
С галогенами и неметаллами |
2P 2 O 3 + 6Cl 2 → 4PCl 3 O + O 2 ; 2P 2 O 3 + 9S → P 4 S 6 + 3SO 2 |
||
|
Медленно реагирует с холодной водой и быстро - с горячей |
P 2 O 3 + 3H 2 O → 2H 3 PO 3 |
||
|
Со щелочами |
P 2 O 3 + 4NaOH → 2Na 2 HPO 3 + H 2 O |
||
|
Реагирует с взрывом |
2P 2 O 5 + 6H 2 O → 4H 3 PO 4 |
||
|
С кислотами |
Реакция замещения |
4HNO 3 + 2P 2 O 5 → 4HPO 3 + 2N 2 O 5 |
|
|
Образуют гидроксиды металлов и фосфин |
Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 |
||
|
С кислотами |
Реакция замещения |
Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3 |
При нагревании оксид фосфора распадается. Причём P 2 O 3 образует красный фосфор, а P 2 O 5 - оксид фосфора (III) и кислород.
Рис. 3. Красный фосфор.
Использование
Широкое применение имеют соединения фосфора:
- из фосфатов получают удобрения и моющие средства;
- фосфорная кислота используется для окрашивания ткани;
- оксид фосфора (V) осушает жидкости и газы.
Красный фосфор используется в производстве спичек и взрывчатых веществ.
Что мы узнали?
Фосфор - активный неметалл, реагирующий с простыми и сложными веществами. В результате реакций образует оксиды (III) и (V), фосфин, фосфорную кислоту и фосфиды. Соединения фосфора вступают в реакцию с металлами, неметаллами, кислотами, щелочами, водой. Фосфор и его соединения используются в промышленности и сельском хозяйстве.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 70.
Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.
Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение - Р.
Нахождение в природе
Фосфор содержится в морской воде и земной коре в основном в виде минералов, которых около 190 (самые важные - апатит и фосфорит). Входит в состав всех частей зелёных растений, белков, ДНК.
фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора - красный, белый, чёрный и металлический.
Суточная потребность в фосфоре
Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.
Основные поставщики фосфора - рыба и морепродукты, творог, сыр, орехи, бобовые и крупы. Достаточное количество фосфора содержат и , и , ягоды, грибы и мясо, и .
Признаки нехватки фосфора
Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.
Признаки избытка фосфора
Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.
Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.
Усвояемость фосфора
При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и (3:2), а также о том, что чрезмерное количество и замедляет процесс усвоения фосфора.
Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Фосфор образует несколько аллотропических изменений: белый, красный и черный фосфор.
Белый, красный и черный фосфор
Белый 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 фосфора
Химическая 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 фосфора
Структурная (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 формула
Электронная 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 задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Определите молекулярную формулу соли с молярной массой менее 300, в которой массовые доли азота, водорода, хрома и кислорода составляют 11,11%; 3,17%; 41,27% и 44,44% соответственно. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим число атомов азота в молекуле через «х», число атомов водорода через «у», число атомов хрома за «z» и число атомов кислорода за «k». Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов железа и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(N) = 14; Ar(H) = 1; Ar(Cr) = 52; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: x:y:z:k = m(N)/Ar(N) : m(H)/Ar(H) : m(Cr)/Ar(Cr) : m(O)/Ar(O); x:y:z:k= 11,11/14:3,17/1:41,27/52: 44,44/16; x:y:z:k= 0,79: 3,17: 0,79: 2,78 = 1: 4: 1: 3,5 = 2: 8: 2: 7. Значит простейшая формула соединения азота, водорода, хрома и кислорода имеет вид N 2 H 8 Cr 2 O 7 или (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Это дихромат аммония. |
| Ответ | (NH 4) 2 Cr 2 O 7 |
ПРИМЕР 2
| Задание | В результате сгорания кислородсодержащего органического соединения в избытке воздуха собрано 1,584 г углекислого газа и 0,972 мл воды. Плотность пара этого соединения по воздуху равна 1,5865. Выведите химическую формулу соединения, если она содержит два одноименных радикала. |
| Решение | Составим схему реакции сгорания органического соединения обозначив количество атомов углерода, водорода и кислорода за «x», «у»и «z» соответственно:
C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Определим массы элементов, входящих в состав этого вещества. Значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = /M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); m(H) =. Рассчитаем молярные массы углекислого газа и воды. Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = /12 = 0,432 г; m(H) = = 0,108 г. Значение молярной массы органического вещества можно определить при помощи его плотности по воздуху: M substance = M air × D air; M substance = 29 × 1,5862 = 46 г/моль. Найдем число атомов углерода и водорода в соединении: x:y = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H); x:y = 0,432/12:0,108/1; x:y = 0,036: 0,108 = 1: 3. Значит простейшая формула углеводородного радикала этого соединения имеет вид CH 3 и молярную массу 15 г/моль . Это означает, что на кислород приходится , что невозможно. Учитывая условие задачи про два одноименных радикала 2×М(CH 3) = 2×15 = 30 г/моль, получаем, что на кислород приходится , т.е. органическое кислородсодержащее соединение имеет вид CH 3 -O-CH 3 . Это ацетон (диметилкетон). |
| Ответ | CH 3 -O-CH 3 |
Больших успехов в изучении свойств фосфора достиг в начале 70-х годов XVIII в. великий французский химик Антуан Лоран Лавуазье. Сжигая фосфор с другими веществами в замкнутом объеме воздуха, Лавуазье доказал, что фосфор - самостоятельный элемент, а воздух имеет сложный состав и слагается по крайней мере из двух компонентов - кислорода и азота . «Таким образом он впервые поставил на ноги всю химию, которая в своей флогистической форме стояла на голове». Так Ф. Энгельс писал о работах Лавуазье в предисловии ко второму тому «Капитала».
В 1799 г. Дондональд доказал, что соединения фосфора необходимы для нормального развития растений .
В 1839 г. другой англичанин, Лауз, впервые получил суперфосфат - фосфорное удобрение, легко усвояемое растениями.
В 1847 г. немецкий химик Шреттер, нагревая белый фосфор без доступа воздуха, получил новую разновидность (аллотропную модификацию) элемента № 15 - красный фосфор, а уже в XX в., в 1934 г., американский физик П. Бриджмен, изучая влияние высоких давлений на разные вещества, выделил похожий на графит черный фосфор. Таковы основные вехи в истории элемента № 15. Теперь проследим, что последовало за каждым из этих открытий.
«В 1715 году Генсинг установил наличие фосфора в мозговой ткани... В 1769 году Ган доказал, что в костях содержится много фосфора»
Фосфор - аналог азота. Хотя физические и химические свойства этих элементов очень сильно различаются, есть у них и общее, в частности то, что оба эти элемента совершенно необходимы животным и растениям. Академик А. Е. Ферсман называл фосфор «элементом жизни и мысли», и это определение вряд ли можно отнести к категории литературных преувеличений. Фосфор обнаружен буквально во всех органах зеленых растений: в стеблях, корнях, листьях, но больше всего его в плодах и семенах. Растения накапливают фосфор и снабжают им животных.
В организме животных фосфор сосредоточен главным образом в скелете, мышцах и нервной ткани. Из продуктов человеческого питания особенно богат фосфором желток куриных яиц.
Тело человека содержит в среднем около 1,5 кг элемента № 15. Из этого количества 1,4 кг приходится на кости, около 130 г - на мышцы и 12 г - на нервы и мозг. Почти все важнейшие физиологические процессы, происходящие в нашем организме, связаны с превращениями фосфорорганических веществ. В состав костей фосфор входит главным образом в виде фосфата кальция. Зубная эмаль - это тоже соединение фосфора, которое по составу и кристаллическому строению соответствует важнейшему минералу фосфора апатиту Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl).
Естественно, что, как и всякий жизненно необходимый элемент, фосфор совершает в природе круговорот. Из почвы его берут растения, от растений этот элемент попадает в организмы человека и животных. В почву фосфор возвращается с экскрементами и при гниении трупов. Фосфоробактерии переводят органический фосфор в неорганические соединения. Однако в единицу времени из почвы выводится значительно больше фосфора, чем поступает в почву. Мировой урожай сейчас ежегодно уносит с полей больше 3 млн. т фосфора.
Естественно, что для получения устойчивых урожаев этот фосфор должен быть возвращен в почву, и потому нет ничего удивительного в том, что мировая добыча фосфоритной руды сейчас составляет значительно больше 100 млн. т в год.
«...Пруст и Клапрот доказали, что фосфор широко распространен в земной коре, главным образом в виде фосфата кальция»
В земной коре фосфор встречается исключительно в виде соединений. Это главным образом малорастворимые соли ортофосфорной кислоты; катионом чаще всего служит ион кальция. На долю фосфора приходится 0,08% веса земной коры. По распространенности он занимает 13-е место среди всех элементов. Фосфор содержится не менее чем в 190 минералах, из которых главнейшие: фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F, гидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 с примесями.
Реже встречаются вивианит Fe 3 (PO 4) 2 *8H 2 O, монацит (Ce, La)PO 4 , амблигонит LaAl(PO 4)F, трифилит Li(Fe, Mn)PO 4 и еще реже ксенотим YPO 4 и торбернит Cu(UO 2) 2 2 *12H 2 O.
Минералы фосфора делятся на первичные и вторичные. Из первичных особенно распространены апатиты , часто встречающиеся среди пород магматического происхождения. Эти минералы образовались в момент становления земной коры.
В отличие от апатитов фосфориты залегают среди пород осадочного происхождения, образовавшихся в результате отмирания живых существ. Это вторичные минералы. В виде фосфидов железа , кобальта , никеля фосфор встречается в метеоритах. Разумеется, этот распространенный элемент есть и в морской воде (6*10 -6 %).
«Лавуазье доказал, что фосфор - самостоятельный химический элемент...»
Фосфор - неметалл (то, что раньше называли металлоид) средней активности. На наружной орбите атома фосфора находятся пять электронов, причем три из них не спарены. Поэтому он может проявлять валентности 3- , 3+ и 5+ .
Для того чтобы фосфор проявлял валентность 5+ , необходимо какое-либо воздействие на атом, которое бы превратило в неспаренные два спаренных электрона последней орбиты. Фосфор часто называют многоликим элементом. Действительно, в разных условиях он ведет себя по-разному, проявляя то окислительные, то восстановительные свойства. Многоликость фосфора - это и его способность находиться в нескольких аллотропных модификациях.
Пожалуй, самая известная модификация элемента № 15 - мягкий, как воск, белый или желтый фосфор. Это ее открыл Бранд, и благодаря ее свойствам элемент получил свое имя: по-гречески «фосфор» значит светящийся, светоносный. Молекула белого фосфора состоит из четырех атомов, построенных в форме тетраэдра. Плотность 1,83, температура плавления 44,1°С. Белый фосфор ядовит, легко окисляется. Растворим в сероуглероде, жидких аммиаке и SO 2 , бензоле, эфире. В воде почти не растворяется.
При нагревании без доступа воздуха выше 250°С белый фосфор превращается в красный. Это уже полимер, но не очень упорядоченной структуры. Реакционная способность у красного фосфора значительно меньше, чем у белого. Он не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде, не ядовит. Плотность его намного больше, структура мелкокристаллическая.
Менее известны другие, еще более высокомолекулярные модификации фосфора - фиолетовый, коричневый и черный, отличающиеся одна от другой молекулярным весом и степенью упорядоченности макромолекул. Черный фосфор, впервые полученный П. Бриджменом в условиях больших давлений (200 тыс. атм при температуре 200°С), скорее напоминает графит , чем белый или красный фосфор. Эти модификации - лабораторная экзотика и в отличие от белого и красного фосфора практического применения пока не нашли.
Кстати, о применениях элементного фосфора; главные его потребители - производство спичек, металлургия, химические производства. В недавнем прошлом часть получаемого элементного фосфора расходовалась на военных предприятиях, его использовали для приготовления дымовых и зажигательных составов.
Металлурги обычно стремятся избавиться от примеси фосфора в металле - он ухудшает механические свойства, но иногда фосфор вводят в сплавы умышленно. Это делается, когда нужно, чтобы при затвердевании металл немного расширился и точно воспринял очертания формы. Широко используется фосфор и в химии. Часть его идет на приготовление хлоридов фосфора, нужных при синтезе некоторых органических препаратов; стадия производства элементного фосфора есть и в некоторых технологических схемах производства концентрированных фосфорных удобрений.
Теперь о его соединениях
- Фосфорный ангидрид P 2 O 5 - превосходный осушитель, жадно поглощающий воду из воздуха и других веществ. Содержание P 2 O 5 - основной критерий ценности всех фосфорных удобрений.
- Фосфорные кислоты, в первую очередь ортофосфорная H 3 PO 4 , используются в основной химической промышленности. Соли фосфорных кислот - это прежде всего фосфорные удобрения (о них разговор особый) и фосфаты щелочных металлов, необходимые для производства моющих средств.
- Галогениды фосфора (главным образом хлориды PCl 3 и PCl 5) используются в промышленности органического синтеза.
- Из соединений фосфора с водородом наиболее известен фосфин PH3 - сильно ядовитый бесцветный газ с чесночным запахом.
- Среди соединений фосфора особое место принадлежит фосфорорганическим соединениям. Большинство их обладает биологической активностью. Поэтому одни фосфорорганические соединения используются как лекарства, другие - как средства борьбы с сельскохозяйственными вредителями.
Самостоятельный класс веществ составили фосфонитрилхлориды - соединения фосфора с азотом и хлором . Мономер фосфонитрилхлорида способен к полимеризации. С ростом молекулярного веса меняются свойства веществ этого класса, в частности заметно уменьшается их растворимость в органических жидкостях. Когда молекулярный вес полимера достигает нескольких тысяч, получается каучукоподобное вещество - единственный пока каучук, в составе которого совсем нет углерода. Дальнейший рост молекулярного веса приводит к образованию твердых пластмассоподобных веществ. «Безуглеродный каучук» обладает значительной термостойкостью: он начинает разрушаться лишь при 350°С.
«В 1839 г. англичанин Лауз впервые получил суперфосфат - фосфорное удобрение, легко усвояемое растениями» Чтобы растения могли усваивать фосфор, он должен находиться в составе растворимого соединения. Чтобы получить эти соединения, фосфат кальция и серную кислоту смешивают в таких соотношениях, чтобы на одну грамм-молекулу фосфата приводилось две грамм-молекулы кислоты. В результате взаимодействия образуются сульфат и растворимый дигидрофосфат кальция: Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 → 2CaSO 4 + Ca(H 2 PO 4) 2 .
Смесь этих двух солей известна под названием суперфосфата. В этой смеси сульфат кальция с точки зрения агрохимии - балласт, однако его обычно не отделяют, так как эта операция требует больших затрат и сильно удорожает удобрение. В простом суперфосфате содержится всего 14-20% P 2 O 5 . Более концентрированное фосфорное удобрение - двойной суперфосфат. Его получают при взаимодействии фосфата кальция с фосфорной кислотой: Ca 3 (PO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 3Са(Н 2 РO 4) 2 .
В двойном суперфосфате содержится 40-50% P 2 O 5 . По сути, его правильнее было бы называть тройным: он в три раза богаче фосфором, чем простой суперфосфат. Иногда в качестве фосфорного удобрения используется преципитат CaHPO 4 *H 2 O, который получается при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроокисью или с карбонатом кальция. В этом удобрении 30-35% P 2 O 5 .
С разведанными запасами фосфорного сырья в нашей стране, как и во всем мире, дело обстоит не совсем благополучно. Академик С. И. Вольфкович с трибуны IX Менделеевского съезда по общей и прикладной химии говорил: «Если сырьевая база азотной промышленности - воздушный океан, вода и природный газ - не ограничивает масштабов нового строительства, а разведанные к настоящему времени залежи калийных солей обеспечивают развитие производства калийных удобрений более чем на тысячелетие, то изученных к настоящему времени запасов отечественного фосфорного сырья при намеченных больших объемах, производства удобрений хватит всего на несколько десятилетий».
В целом, это утверждение справедливо и для наших дней, несмотря на то, что масштабы производства фосфорных удобрений значительно выросли: в 1980 г. в СССР произведено больше 30 млн. т фосфатных удобрений и 4,4 млн. т фосфоритной муки - в 1965 г. было соответственно 8,04 и 3,24 млн. т.
Фосфор и сегодня остается лимитирующим элементом агрохимии, хотя возможности для дальнейшего расширения производства фосфорных удобрений есть. Много дополнительного фосфора можно будет получить при комплексной переработке минерального сырья, донных морских отложений и более детальной геологической разведке. Следовательно, особых, оснований для пессимизма у нас нет, тем более что по учтенным запасам фосфорных руд Россия занимает первое место в мире. Тем не менее, искать новые месторождения, разрабатывать способы получения фосфорных удобрений из более бедных руд необходимо. Необходимо для будущего, потому что фосфор - «элемент жизни и мысли» - будет нужен человечеству всегда.
Фосфор и его соединения
Введение
Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1. Фосфор в природе
1.2. Физические свойства
1.3. Химические свойства
1.4. Получение
1.5. Применение
Глава II. Соединения фосфора
2.1. Оксиды
2.2. Кислоты и их соли
2.3. Фосфин
Глава III. Фосфорные удобрения
Заключение
Библиографический список
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1 Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
1.2 Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
1.3 Химические свойства
Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),
PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
1.4 Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2
6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
1.5 Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.
KCl + .
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.
Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Глава II . Соединения фосфора
2.1 Оксиды
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P 4 O 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,
а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P 4 O 10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .
При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:
P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .
Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .
2.2 Кислоты и их соли
а) Фосфористая кислота H 3 PO 3 . Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.
Структурная формула:
.При нагревании безводной Н 3 РО 3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4 .
Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K 3 PO 3 (фосфит калия) или Mg 3 (PO 3) 2 (фосфит магния).
Фосфористую кислоту Н 3 РО 3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl 3:
РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.
б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H 3 PO 4 .
Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Загрузка...
