Фосфор и его соединения

Развилковская средняя  школа с углубленным изучением  отдельных предметов

 

 

 

 

Экзаменационный

реферат по химии

на тему:

«Фосфор и его соединения»

 

 

 

 

Выполнила Буточкина Оля 

ученица  9 «д» класса

 

Приняла  Гилязетдинова  Майя Ивановна

 

 

 

 

Москва,

2002 г.

 

План:

Введение…………………………………………………………………………….	3
История развития фосфора………………………………………………………...	3
Природные соединения и  получение фосфора…………………………………...	4
Химические свойства………………………………………………………………	4
Аллотропные изменения…………………………………………………………...	5
а) белый……………………………………………………………………………..	6
б) красный…………………………………………………………………………..	7
в) черный…………………………………………………………………………….	7
Оксиды фосфора……………………………………………………………………	7
Ортофосфорная кислота…………………………………………………………...	9
Ортофосфаты……………………………………………………………………….	11
Фосфор в организме  человека……………………………………………………..	11
Спички……………………………………………………………………………….	12
Фосфорные удобрения……………………………………………………………..	12
Заключение………………………………………………………………………….	14
1. Значение фосфора………………………………………………………………..	14
2. Применение фосфора……………………………………………………………	15
Список используемой литературы………………………………………………...	17

 

 

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 (K₂CO₃) 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 Са₅Х(РО₄)₃ (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са₃(РО₄)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:

Ca₃(PO₄)₂+3SiO₂+5C®3CaSiO₃+5CO­+P₂­.

Пары фосфора  при этой температуре почти полностью  состоят из молекул Р₂, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р₄.

Химические свойства

Электронная конфигурация атома фосфора

1S²2S²2P⁶3S²3P³3d⁰

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:

4P⁰ + 5O₂

2P₂⁺⁵O₅

(при недостатке кислорода: 4P⁰ + 3O₂

2P₂⁺³O₃)

2. С галогенами  и серой:

2P⁰ + 3Cl₂ ® 2P⁺³Cl₃

P⁰ + 5S

P₂⁺⁵S₅

(галогениды  фосфора легко разлагаются водой,  например:

PCl₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HCl 
PCl₅ + 4H₂O ® H₃PO₄ + 5HCl)

3. С азотной  кислотой:

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O ® 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O

4. С металлами  образует фосфиды, в которых  фосфор проявляет степень окисления  - 3:

2P⁰ + 3Mg ® Mg₃P₂^-3

(фосфид магния  легко разлагается водой Mg₃P₂ + 6H₂O ® 3Mg(OH)₂ + 2PH₃ (фосфин))

3Li + P ® Li₃P^-3

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H₂O ® PH₃­ + 3NaH₂PO₂

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/см3	tпл, 0C	Tкип, 0C	Внешний вид  и характерные признаки
Белый	1,73	44,1	280,5	Белый кристаллический  порошок, ядовит, самовозгорается на воздухе. При 280—300°С переходит в красный
Красный	2,3	590	Возгоняется около 400°С	Красный кристаллический  или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и   12 × 108 Па переходит в черный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании
Черный	2,7	При нагревании переходит в красный фосфор		Графитоподобная структура. При нормальных условиях — полупроводник, под давлением проводит электрический ток как металл

 

Белая модификация  фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р₄ (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 CuSO₄ или песком. Обоженную кожу следует промыть раствором KmnO₄ или CuSO₄. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый  раствор CuSO₄.

При 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 Р₄, 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.

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=220⁰C 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)

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

 

P2+5O5 Фосфорный  ангидрид (оксид фосфора (V))

Белые кристаллы, t⁰_пл.= 570⁰С, t⁰_кип.= 600⁰C, r = 2,7 г/см³. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O₂ ® 2P₂O₅ 

Химические свойства

 

 Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 

1)                        P₂O₅ + H₂O ®2HPO₃   (метафосфорная кислота)

P₂O₅ + 2H₂O ® H₄P₂O₇  (пирофосфорная кислота)

P₂O₅ + 3H₂O ® 2H₃PO₄  (ортофосфорная кислота) 

 

2)                 P₂O₅ + 3BaO ® Ba₃(PO₄)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 промышленной 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:

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорная кислота Н₃РО₄ (Рис.5).

Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35⁰С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Ортофосфорной кислоте соответствует следующая  структурная формула:

НО             ОН

                                                                  Р

О                ОН

В лаборатории  ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой: