Большая энциклопедия нефти и газа
ФОСФОР
«МАГИЯ 15-ГО ЭЛЕМЕНТА»
Лукьянова Е.А. учитель химии
ТИП УРОКА: Исследование с элементами драматизации
ЦЕЛЬ УРОКА:
ДИАЛОГ МЕЖДУ ДВУМЯ УЧЕНИКАМИ
Ученик 1: Привет, Андрей. Как дела?
Ученик 2: Да все о , кей!
Ученик 1: Ты нашел дополнительный материал к сегодняшнему уроку о фосфоре?
Ученик 2: Делать мне больше нечего, как такой скукотищей заниматься! Я лучше на компьютере поиграю, вот новый диск достал…
Ученик 1: Не скажи, я тут немного покопался в литературе и узнал такое!
Ученик 2: (язвительно и сомнительно) : И что ты там такое-растакое узнал?
Ученик 1: Слушай, да про фосфор можно написать историю почище, чем «Пятый элемент» с Брюсом Уиллисом!
Ученик 2: Ну, ты загнул! И что же в этом твоем Фосфоре такого таинственного и загадочного?
Ученик 1: А, задело! Да вот к примеру:
Фосфор был открыт в 1669 году алхимиком Брандом. Фосфор имеет три аллотропных модификаций:
Черный - атомная кристаллическая решетка, похож на графит, жирный на ощупь, не растворяется в воде, полупроводник;
Красный - атомная кристаллическая решетка. Темно-красный порошок, без запаха, не светится в темноте, не ядовит, не растворяется в воде.
Белый - имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой молекулы Р 4.
Кристаллическое вещество с желтоватым оттенком, чесночным запахом, не растворяется в воде. Но хранят под водой, так как легко воспламеняется на воздухе. Светится в темноте, ядовит. При нагревании можно из белого фосфора превратить в красный, еще при длительном нагревании в черный. Да и по таблице Д.И. Менделеева можно многое рассказать про фосфор
Ученик 2: Да , это я и сам тебе могу рассказать.
(работает у доски)
Фосфор - это элемент V группы, 3-го периода, п/п № 15, имеет 15 е - , 15 р и n 0 16 (31 -15), Ar =31 это не металл, состоит из одного стабильного изотопа 31 Р, на внешнем энергетическом уровне 5 электронов,
Заряд ядра +15)))
2е 8е 5е
Электронное уравнение -1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3
Распределение электронов по орбиталям -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 3
Формула высшего оксида - Р 2 О 5
Формула летучего водородного соединения - РН 3 .
Степени окисления - -3+3+5
Ученик 1: Видно тебя зацепило действительно. Свою исследовательскую работу я бы назвал «Магия 15-го элемента».
Цель всей работы: (урока) - Исследовать фосфор, его свойства, получения и применения; выяснить, в чем сущность его магии.
А если действительно интересуешься, давай побываем на уроке исследования в 9 классе у Елены Алексеевны.
Учитель:
Мы должны с вами сегодня выяснить, действительно ли фосфор, можно использовать для свечения? Какими полезными и вредными свойствами он обладает, и где мы встречаемся с ним или его соединениями в быту. Перед вами находятся листы с которыми мы будем работать в ходе этого урока.
Давайте теперь дадим характеристику фосфору как простому веществу.
Фосфор как простое вещество
Учитель: Образует множество аллотропных модификаций, - это нам уже доказали ученики в по ходу диалога, идя на урок. Из них мы рассмотрим фосфор белый, черный и красный. Как их получают? Фосфор - это следующий за азотом элемент пятой группы. Но открыт он был на несколько столетий раньше своего предшественника. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причем всякий раз получали его из мочи. Право первооткрывателя принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хённигу Бранду.
1. Ученик: В 1669 году Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото. Видно с реактивами (как и в наше время) было плохо, и он получал ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. Обработав ее, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Фосфор в переводе с греческого означает "светоносец". "Рецепт приготовления" фосфора хранился в строжайшей тайне. Даже в 1680 году независимо от Бранда английский физик и химик Роберт Бойль выделил фосфор, но открытие не опубликовал, как это делается. Но ни Бранду, ни Бойлю это богатство не принесло. Это удалось только ловким мошенникам, сумевшим выведать у них секрет получения фосфора. В 1774 году шведский химик и аптекарь Карл-Вильгельм Шееле разработал получение фосфора из рога и костей животных.
Учитель: ВЫПОЛНЕНИЕ ЗАДАНИЯ № 1
Затем. Рассмотрим с вами получение фосфора
1. Получение.
В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфат кальция углем в присутствии кремнезема. Посмотрим на эту реакцию и уравняем ее.
t =1600°
1. Ca 3 ( PO 4 ) 2 + 3 SiO 2 + 5 C → 3 CaSiO 3 + 5 CO + P 2
[ коэффициенты расставляет ученик ]
Далее нагреванием фосфора без доступа воздуха получают красный фосфор. Если испарить красный фосфор, а пары охладить, то вновь образуются молекулы белого фосфора Р 4 . Все виды фосфора в газообразном состоянии образуют двухатомные молекулы Р 2 .
охлаждение
P 2 → P 4 (белый фосфор)
250-300°С
2. Р белый → Р красный .
200-220°С,
3. Р белый → Р черный
Учитель: Фосфор входит в число наиболее важных элементов, из которых строятся тела живых организмов. В теле взрослого человека содержится около 4,5 кг фосфора, более всего - в костях и зубах, около 130 г в мышцах и 12 г в нервах и мозгу. Большинство физиологических процессов в организме идет с участием фосфорсодержащих веществ.
Фосфор образует несколько простых веществ, отличающихся строением кристаллической решетки.
2. Физические свойства фосфора
Проведем сравнительную характеристику физических свойств фосфора и посмотрим, как эти свойства связаны со строением.
| Свойства | Р белый | Р красный | Р черный |
| Строение | Р 4 молекулярная кристаллическая решетка, молекула Р 4 имеет форму тетраэдра | Р n атомное строение, тетраэдры Р 4 соединены между собой ковалентными связями в бесконечные цепи | Р х атомная кристаллическая решетка, объемные шестиугольники с атомами фосфора связаны друг с другом в слои, похож на графит |
| Внешний вид | воскообразное вещество бледно-желтого цвета | темно-малиновый порошок | черный порошок, жирный на ощупь |
| Растворимость | не растворяется в воде, растворяется в сероуглероде | не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде |
|
| t плавления | 44°С | 593°С | ≈ 1000°С |
| Плотность | 1,83 г/см 3 | 2-2,4 г/см 3 | 2,7 г/см 3 |
| Химическая активность | самый активный, светится бледно-голубым светом из-за медленного окисления, самовоспламеняется на воздухе | менее химически активны, не светятся, температура самовоспламенения больше 200°С |
|
| Ядовитость | сильно ядовит (смертельная доза 0.1г примерно такая же и у цианистого калия) | не ядовиты |
|
2. Ответ ученика: У белого фосфора непрочная кристаллическая решетка по сравнению с красным и черным, поэтому у него самые низкие значения физических величин и наиболее высокая химическая активность.
Учитель: Действительно, посмотрим в таблице на температуру плавления и плотность. У белого фосфора эти показатели самые низкие, кроме того, белый фосфор растворяется в сероуглероде, а остальные не в чем не растворяются.
3. Ученик: Белый фосфор - сильнодействующий яд, смертельно опасный. Он может накапливаться в организме и вызывать омертвение костных тканей и выпадение зубов. Красный и черный фосфор малоопасные.
Уже при обычной температуре белый фосфор легко испаряется и в газообразном состоянии окисляется сначала до P4O6, а затем до P4O10. Освобождающаяся в результате окисления энергия выделяется не в форме теплоты, а в виде света, поэтому белый фосфор светится на воздухе.
Черный фосфор напоминает по своим свойствам графит, так как проводит ток и тепло. Он малоактивен, практически негорюч.
Учитель: Мы с вами рассмотрели три известные модификации фосфора, но существует еще модификации и об этом нам расскажет исследователь.
4. Исследователь:
Красный и фиолетовый
Самые известные модификации фосфора - белая и красная, обе они используются в промышленности. Прочие разновидности элемента № 15 - фиолетовый, коричневый, черный фосфор - можно встретить только в лабораториях. Но фиолетовый фосфор стал известен людям намного раньше, чем красный. Русский ученый А.А. Мусин-Пушкин впервые получил его еще в 1797 году. В некоторых книгах можно встретить утверждение, что красный и фиолетовый фосфор - одно и то же. Но эти разновидности отличаются не только цветом. Кристаллы фиолетового фосфора крупнее. Красный фосфор получается при нагревании белого в замкнутом объеме уже при 250 0 С, а фиолетовый - только при 500 0 С.
Учитель: Рассмотрев физические свойства, и получение давайте перейдем к химическим.
Светимость и самовоспламенение фосфора происходит из-за его взаимодействия с кислородом.
1. Фосфор легко окисляется и может гореть в различных газах:
в кислороде: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
Иногда уравнение этой реакции записывается так:
P 4 + 5O 2 = P 4 O 10
в хлоре и других галогенах: 2P + 5Cl2 = 2PCl5
в диоксиде азота: 8P + 10NO 2 = 4P 2 O 5 + 10 N 2
в углекислом газе: 2P + 5CO = P 2 O 5 + 5CO
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе. Если раствор фосфора в сероуглероде нанести на бумагу, то после испарения растворителя бумага загорится.
2. С водородом и азотом фосфор не взаимодействует.
3. При 700 С в присутствии меди взаимодействует с водой:
P4 + 16 H 2 O = 4H 3 PO 4 + 10 H 2
Так можно получать в промышленности ортофосфорную кислоту
4. Взаимодействует с азотной и концентрированной серной кислотами:
P + 5HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5 NO
4P + 8H 2 SO 4 = 4 H 3 PO 4 + 7SO 2 + S + 2H 2 O
5. С металлами может образовывать фосфиды. Это солеобразные вещества, где фосфор имеет отрицательную степень окисления -3.
3K + P = K 3 P
3Ca + 2P = Ca 3 P 2
Фосфиды легко гидролизуются, образуя фосфин PH 3 - ядовитый газ с чесночным запахом и самовоспламеняющийся на воздухе:
Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
2 PH 3 + 4 O 2 = P 2 O 5 + 3 H 2 O
Учитель: Где же содержатся соединения фосфора?
5. Ученик:
В земной коре - 0,1%, и занимает 13 место важнейшие минералы - фосфорит (Са 5 (РО 4 ) 3 (ОН,СО 3 )), апатит (Са 5 (РО 4 ) 3 (F, Cl )). Кроме этих минералов в природе встречается очень красивый минерал - бирюза (водный фосфат меди и алюминия).
В растениях содержится фосфор в белках семян.
В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са 3 (РО 4 ) 2 · Ca(OH) 2 и 3Са 3 (РО 4 ) 2 · CaСO 3 · Н 2 О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).
Учитель: Более подробную информацию о ДНК, РНК и АТФ можете прочитать в учебнике в §27. Наиболее богатые фосфором рыба (180 мг в 100 г),
фасоль (540 мг на 100 г), некоторые виды сыра, особенно плавленого
(до 600 мг на 100г). Мы должны соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальция: оптимальное соотношение этих элементов в пище составляет 1,5 к 1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.
Где же применяют Фосфор и его соединения?
6. Ученик:
Применение.
Фосфор применяется при изготовлении спичек,
1 . Много красного фосфора идет на производство спичек. Головка спички содержит смесь бертолетовой соли, дихромата калия, стекла и клея. На спичечный коробок нанесена намазка из красного фосфора, сульфида сурьмы и клея. При трении головки спички о коробок спичка загорается:
6 P + 5 KClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl + Q
полупроводников.
2. Соединения фосфора входят в состав минеральных удобрений, необходимых растениям.
3. Хлорофос, дихлофос, карбофос - это инсектициды, фосфорорганические соединения, используемые для борьбы с насекомыми-вредителями.
Учитель: Удобрения способствуют плодоношению растений. Т.к. большинство фосфорных соединений не растворимо, то удобрения лучше применять под зиму, когда происходит гниение и вырабатывается глютаминовая кислота, которая переводит нерастворимые фосфаты в растворимые дигидрофосфаты (растения могут усваивать только растворы). Соединения фосфора применяют для смягчения воды, а так же для снятия известкового налета. Фосфорорганические вещества, а именно карбофос, хлорофос, дихлофос …, применяются для борьбы с вредными насекомыми, гербициды - для уничтожения сорной растительности. Фосфорорганические вещества - это также группа "нервных ядов" (зарин, табун, VX-газ) имеется на вооружении многих армий. Механизм воздействия заключается в уничтожении фермента, который отвечает за нервную проводимость в центральной и периферической нервной системе. Эти газы были получены во время Великой Отечественной войны. При возгорании магазина бытовой химии есть опасность образования нервнопаралитических газов, содержащих фосфор, поэтому необходимо знать меры предосторожности .
7. Ученик:
Меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями
Необходимо избегать употребления молока и жиров. При попадании расплавленного фосфора на тело образуются ожоги. При ожогах это место промывают спиртом, медным купоросом, слабым раствором марганцовки. При отравлении фосфором может помочь кофе, при сильном отравлении необходимо вызвать рвоту, выпить слабый раствор марганцовки, проводить курс лечения атропином.
Учитель:
ВЫВОД: Итак, мы рассмотрели фосфор, его свойства и значение. Для закрепления проведем игру. Задам вам вопрос. За каждый правильный ответ присуждается 1 балл.
В О П Р О С Ы
1. Какой фосфор ядовит и светится?
2. Как получить красный фосфор?
3. Чего нужно избегать при работе с фосфором?
4. Какие степени окисления может иметь фосфор в соединениях?
5. Когда лучше использовать фосфорные удобрения?
6. Где фосфор использовался во время ВОВ?
7. Какой фосфор похож на графит?
Стихотворение «Фосфор»
В руках алхимиков впервые
В подвале мрачном засиял.
И чудесами всех факиров
Он многие века снабжал.
Тот светоносец знаменитый
Приходит через века опять,
Не для того чтобы светится.
Чтоб урожаи поднимать.
Он стал фосфористою бронзой,
Дает отличное литье,
Питает фосфор клетки мозга
И входит в спичек коробок.
Он назван элементом жизни,
Но в этом парадокс, друзья:
Есть фосфор в каждом организме.
Но белый фосфор - сильный яд.
Приложение 1
Продукты, содержащие фосфор:
В порядке убывания количества фосфора основные продукты располагаются следующим образом: пивные дрожжи, отруби пшеницы, тыквенные семечки, семечки кабачка, семечки подсолнуха, миндаль, арахис, сушеные пятнистые бобы, сыр «чеддер», пшеница, грецкие орехи, просо, цыплята, неочищенный рис, яйца, чеснок, крабы, прессованный творог, говядина, баранина, грибы, свежий зеленый горох, сладкая кукуруза, изюм, цельное молоко, йогурт, брюссельская капуста, сушеный чернослив, брокколи, картофель с кожурой, петрушка, шпинат, тыква, зеленая фасоль, авокадо, морковь, лук, красная капуста, сельдерей, бананы, хурма, баклажаны, малина, виноград, апельсины, оливки, яблоки, ананасы.
Симптомы дефицита фосфора в организме человека:
. Общая слабость
. Хрупкость костей
. Потеря аппетита
. Боли в суставах и мышцах
Причинами дефицита фосфора являются:
. Постоянный прием антацидов
. Болезни печени
. Стресс
. Злоупотребление алкоголем
Для чего нужен человеку:
. Аккумулирует энергию и обеспечивает процесс хорошего мышечного сокращения.
. Формирует крепкие кости и зубы.
. Участвует в образовании нуклеиновых кислот, которые отвечают за деление клеток и воспроизводство.
. В соединении с азотом, жирными кислотами и глицерином образует фосфолипиды, которые участвуют во всех физиологических процессах в организме.
. Подкисляет мочу и снижает вероятность образования камней в почках.
Приложение 2
Диоксида азота (NO 2 )
Динамика концентраций оксидов азота в городском воздухе в течение суток тесно связана с интенсивностью солнечного излучения и движения транспорта. С нарастанием интенсивности автомобильного движения (с 6 до 8 часов утра) концентрации первичного загрязнителя - оксида азота (NO) заметно увеличиваются. Восход солнца влечет за собой накопление в атмосфере диоксида азота (NO 2 ) вследствие фотохимического окисления оксида азота. Оксиды азота являются серьезными атмосферными загрязнителями в связи с их высокой токсичностью.
При контакте оксидов азота с влажной поверхностью легких образуются NO 3 (азотная кислота) и HNO 2 (азотистая кислота), поражающие ткань легких, что приводит к отеку легких и сложным рефлекторным расстройствам. При отравлении оксидами азота в крови образуются нитраты и нитриты. Последние, действуя непосредственно на артерии, вызывают расширение сосудов и снижение кровяного давления. Попадая в кровь, нитриты препятствуют поступлению кислорода в организм, что приводит к кислородной недостаточности.
Считаются опасными при кратковременном воздействии концентрации 200 - 300 мг/м 3 , при многочасовом воздействии переносимы концентрации не выше 70 мг/м 3 . Предельно допустимой концентрацией считается содержание 0,085 мг/м 3 диоксида азота в атмосферном воздухе.
ДИХРОМАТ КАЛИЯ K 2 Cr 2 O 7 - ярко-красного цвета применяют как сильный окислитель, дубящее вещество, в аналитической химии.
фосфорит - (Са 5 (РО 4 ) 3 (ОН,СО 3 )),
апатит - (Са 5 (РО 4 ) 3 (F, Cl )).
Применение.
6 P + 5 KClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl + Q
Фосфор и его соединения
Реферат
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:
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 3 d 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
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.
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.
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:
4 HClO 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):
4 H 3 PO 3 = PH 3 + 3 H 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 ) Р Cl 3 :
Р Cl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl .
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 .
Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:
Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода , с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.
В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓.
Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р 4 О 10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах . Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.
Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.
H 3 PO 4 H + + (дигидрофосфат-ион);
H + + (гидрофосфат-ион);
H + + (фосфат-ион).
Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:
H 3 PO 4 3 H + + .
Фосфорная кислота образует три ряда солей:
а) K 3 PO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 – трёхзамещённые, или фосфаты;
б) K 2 HPO 4 , CaHPO 4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты;
в) KH 2 PO 4 , Ca (H 2 PO 4 ) 2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты.
Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную.
Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.
При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:
2 H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O .
Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.
в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H 4 P 2 O 6 .
H 4 P 2 O 6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н 3 РО 4 и Н 3 РО 3 .
Образуется при медленном окислении Н 3 РО 3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.
г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H 3 PO 2 . Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:
Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде .
Гипофосфиты и Н 3 РО 2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni , Cu и др.) до свободного металла:
2 Ni 2+ + + 2 H 2 O → Ni 0 + + 6 H + .
Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:
Ba(H 2 PO 2 ) 2 + H 2 SO 4 = 2H 3 PO 2 + BaSO 4 ↓.
Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.
2 P 4 (белый) + 3 Ba (OH ) 2 + 6 H 2 O = 2 PH 3 + 3 Ba (H 2 PO 2 ) 2 .
2.3 Фосфин
Фосфин PH 3 – соединение фосфора с водородом – бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р 2 Н 4 , он самовоспламеняется на воздухе.
При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:
PH 3 + HCl = PH 4 Cl (хлорид фосфония) .
Строение катиона фосфония [РН 4 ] + аналогично строению катиона аммония [ N Н 4 ] + .
Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.
Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:
Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 .
И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды . Например, Ca 3 P 2 (фосфид кальция), Mg 3 P 2 (фосфид магния).
Глава III Фосфорные удобрения
Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе Р (почвы).
Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения.
Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов.
Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения – задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (
Получается при измельчении фосфоритов Са 3 (РО 4 ) 2 .
Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты.
2. Простой суперфосфат – серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р 2 О 5 .
Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой:
Са 3 (РО 4 ) 2 + 2Н 2 S О 4 = Са(Н 2 РО 4 ) 2 + 2Са S О 4 .
суперфосфат
В этом случае получается смесь солей Са(Н 2 РО 4 ) 2 и Са S О 4 , которая хорошо усваивается растениями на любой почве.
3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом) .
Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:
Са 3 (РО 4 ) 2 + 4Н 3 РО 4 = ЗСа(Н 2 РО 4 ) 2 .
По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит Са S О 4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р 2 О 5 ).
4. Преципитат – содержит 35-40% Р 2 О 5 .
Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:
Н 3 РО 4 + Са(ОН) 2 = СаНРО 4 2Н 2 О .
Применяется на кислых почвах.
5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са 3 (РО 4 ) 2 .
6. Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р 2 О 5 ) в виде N Н 4 Н 2 РО 4 и (N Н 4 ) 2 НРО 4 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком .
Заключение
И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.
Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ – аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты – ДНК и РНК , осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог , один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.
Библиографический список:
«Круговорот серы и фосфора» - Фосфаты, отложенные на больших морских глубинах, не участвуют в малом круговороте. Круговорот серы – ключевой в общем процессе синтеза и разложения биомассы. Круговорот серы в природе. Презентация по биологии. Сера играет важную роль в круговороте веществ в биосфере. Из пород земной коры неорганический фосфор вовлекается в циркуляцию континентальными водами.
«Кристаллические и аморфные вещества» - Газ. Особенности кристаллических веществ. Нет строго определенных Тпл и Ткип. Белый фосфор Р4. Типы кристаллических решеток. Химическая связь ковалентная неполярная. Ионная кристаллическая решетка. Агрегатное состояние вещества (на примере кислорода О2). Примеры: простые вещества (H2, N2, O2, F2, P4, S8, Ne, He), сложные вещества (СО2, H2O, сахар С12H22O11 и др.).
«Кристаллические решётки химия» - Точки размещения частиц называют узлами кристаллической решётки. Молекулярные. Связи между ионами в кристалле очень прочные и устойчивые. Состояние вещества. Твердое вещество. Выше показана кристаллическая решётка алмаза. Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Вещества с АКР имеют высокие температуры плавления, обладают повышенной твёрдостью.
«Кристаллические и аморфные тела» - А.М. Прохоров. Янтарь. Крупнозернистый кристалл серы. Друза мариона. Кристаллы. Установка для выращивания оптических кристаллов. Друза кристаллов горного хрусталя. Поликристалл металла. Поликристалл аметиста (разновидность кварца). Кристаллические и аморфные тела. Н.Г. Басов. Свойства твердых тел. Леденец.
«Кристаллическая решетка» - HCl, Cl2, H2O, NaBr, BaCl2, CaS, O2, NH3, CO2, C. Задание: Определите тип химической связи в данных соединениях: Классификация твердых веществ. Характеристика основных типов кристаллических решеток. тема урока КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЁТКИ.
«Фосфор 1» - Тест «Фосфор». Момент II. Белый фосфор (Р4). Нахождение в природе. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг – в костях, 130 г – в мышцах и 13 г в нервной ткани. Биологическое значение фосфора. В. Воспитательные 1. Формирование устойчивой положительной мотивации к изучению химии 2. Содержание фосфора в организме человека составляет приблизительно 1% от массы тела.
Cтраница 4
В точке местного изгиба образца имеет место значительное искажение атомной кристаллической решетки.
Заканчивая краткое описание характера сил, возникающих между частицами атомной кристаллической решетки, необходимо подчеркнуть, что гомеополярная связь обладает направленностью и обусловливает направленную валентность.
В обычных дифракционных экспериментах рентгеновское электромагнитное излучение проходит через атомную кристаллическую решетку и, рассеиваясь на атомах, образует характерную интерференционную картину.
Сколько-нибудь достоверные данные о величине А мы имеем лишь для атомных кристаллических решеток с чисто валентными связями, для которых А 2, если число ионов примеси достаточно мало.
В отличие от белого фосфора красный и черный фосфоры имеют атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы почти во всех растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.
Ковалентная связь очень прочная, а поэтому вещества, имеющие атомную кристаллическую решетку, обладают высокой твердостью, очень тугоплавки и малолетучи. Они нерастворимы ни в одном из известных веществ.
В отличие от белого фосфора красный и черный фосфор имеют атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы почти во всех растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.
В отличие от белого фосфора красный и черный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы в любых растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.
Вещества, молекулы которых характеризуются ковалентной неполярной связью, могут в твердом состоянии образовывать молекулярные и атомные кристаллические решетки. В молекулярных решетках наблюдается очень слабое межмолекулярное взаимодействие. В узлах кристаллической решетки молекулы удерживаются за счет образования в них мгновенных и наведенных диполей. Разделение центров тяжести отрицательных и положительных зарядов в молекуле происходит вследствие вращения пары электронов и расположения ее в какой-то момент времени за одним из ядер. Такое состояние в молекуле наблюдается очень малое время. Поэтому такой диполь носит название мгновенного. Однако этого времени бывает достаточно для того, чтобы индуцировать диполь на другой молекуле. Силы, связывающие молекулы за счет образования мгновенных и наведенных диполей, часто называют ван-дер-ваальсовыми. Ван-дер-ваальсовы силы являются очень слабыми, вследствие чего кристаллическую решетку легко разрушить незначительным нагреванием.
Статьи по теме
