Фосфор с металлами уравнения. Белый фосфор, красный и черный - характеристики и применение
Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.
Открытие элемента
История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.
В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.
Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».
Светоносный элемент
Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.
Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.
Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.
Белый фосфор
Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.
Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.
Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.
Свойства белого фосфора
По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.
Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.
Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.
Применение фосфора
Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.
Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.
Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.
Содержание в организме и влияние на человека
Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.
Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.
Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.
Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.
Введение……………………………………………………………………………. | |
История развития фосфора………………………………………………………... | |
Природные соединения и получение фосфора…………………………………... | |
Химические свойства……………………………………………………………… | |
Аллотропные изменения…………………………………………………………... | |
а) белый…………………………………………………………………………….. | |
б) красный………………………………………………………………………….. | |
в) черный……………………………………………………………………………. | |
Оксиды фосфора…………………………………………………………………… | |
Ортофосфорная кислота…………………………………………………………... | |
Ортофосфаты………………………………………………………………………. | |
Фосфор в организме человека…………………………………………………….. | |
Спички………………………………………………………………………………. | |
Фосфорные удобрения…………………………………………………………….. | |
Заключение…………………………………………………………………………. | |
1. Значение фосфора……………………………………………………………….. | |
2. Применение фосфора…………………………………………………………… | |
Список используемой литературы………………………………………………... |
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 (K 2 CO 3) 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 Са 5 Х(РО 4) 3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са 3 (РО 4) 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:Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO 3 +5CO+P 2 .
Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р 2 , которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р 4 .
Химические свойства
Электронная конфигурация атома фосфора1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3d 0
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:
4P 0 + 5O 2
2P 2 +5 O 5
(при недостатке кислорода: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )
2. С галогенами и серой:
2P 0 + 3Cl 2 2P +3 Cl 3
P 0 + 5S P 2 +5 S 5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl 3 + 3H 2 O H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O H 3 PO 4 + 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P 0 + 5HN +5 O 3 + 2H 2 O 3H 3 P +5 O 4 + 5N +2 O
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:
2P 0 + 3Mg Mg 3 P 2 -3
(фосфид магния легко разлагается водой Mg 3 P 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 (фосфин))
3Li + P Li 3 P -3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H 2 O PH 3 - + 3NaH 2 PO 2
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/см 3 | t пл, 0 C | T кип, | Внешний вид и характерные признаки |
Белый кристаллический порошок, ядовит, самовоз-горается на воздухе. При 280-300°С переходит в красный | ||||
Возгоняет-ся около 400°С | Красный кристаллический или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и 12 10 8 Па переходит в чер-ный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании | |||
При нагревании переходит в красный фосфор | Графитоподобная структу-ра. При нормальных условиях - полупроводник, под давлением проводит электрический ток как ме-талл |
Оксид фосфора (V)
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))
Белые кристаллы, t 0 пл. = 570 0 С, t 0 кип. = 600 0 C, = 2,7 г/см 3 . Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P 4 H 10 , очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).Получение
4P + 5O 2 2P 2 O 5
Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 1) P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 (метафосфорная кислота)P 2 O 5 + 2H 2 O H 4 P 2 O 7 (пирофосфорная кислота)
P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота)
2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (PO 4 ) 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 промышлен-ной 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, со-держащих фосфор. Важнейшая из них - ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (Рис.5).
Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35 0 С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:
В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:
В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим.
1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
2. 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 ортофосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
Физические свойства. Ортофосфорная кислота - твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.
Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:
Таблица 2
Химические свойства ортофосфорной кислоты
Общие с другими кислотами | Специфические |
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация происходит ступенчато: Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего – по третьей 2. Реагирует с металлами, расположенными в вытеснительном ряду до водорода: 3. Реагирует с основными оксидами: 4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли: гидрофосфат натрия дигидрофосфат натрия 5. Реагирует с солями слабых кислот: | При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок: желтый осадок3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии. |
Таблица 3
Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы
одновалентные | двухвалентные | трехвалентные |
Ортофосфаты Ме 3 (РО 4) 2 | ||
Гидроортофосфаты | Ме 2 (НРО 4) 3 |
|
Дигидроортофосфаты Ме(Н 2 РО 4) 2 | Ме(Н 2 РО 4) 3 |
Фосфор в организме человека
В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,51. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.Спички
Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO 2 , KСlO 3 , BaCrO 4) и восстановители (S, Sb 2 S 3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется:Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.
Фосфорные удобрения
Минеральные удобрения – источник различных питательных элементов для растений и свойств почвы, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция, магния, серы, железа. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. Сырьем для производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединений служат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражается формулой Са 5 (РО 4) 3 F (фторапатит). Фосфориты отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F - содержатся ионы ОН - или. Фосфориты обычно содержат больше примесей, чем фторапатит. В дореволюционной России были известны и разрабатывались лишь маломощные месторождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромного народнохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторождения апатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупная обогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу на концентрат с высоким содержанием фосфора и примеси – «нефелиновые хвосты», используемые для производства алюминия, соды, поташа и цемента. Мощные месторождения фосфоритов открыты в Южном Казахстане, в горах Каратау. Самое дешевое фосфорное удобрение – это тонко измельченный фосфорит – фосфоритная мука. Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Са 3 (РО 4) 2 . Поэтому фосфориты усваиваются не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемых фосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всем растениям на любой почве. Это водорастворимые фосфаты кальция: Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом – серый мелкозернистый порошок). Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты: По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО 4 и является значительно концентрированным удобрением (содержит до 50% Р 2 О 5). Преципитат – содержит 35-40% Р 2 О 5 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Применяется на кислых почвах. Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58% Р 2 О 5) в виде NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком. Раньше в течение более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широко использовали так называемый простой суперфосфат , который образуется при действии серной кислоты на природный фосфат кальция: В этом случае в реакцию с фосфатом кальция вступает относительно меньше серной кислоты, чем при получении из него фосфорной кислоты. Получается смесь дигидрофосфата кальция и сульфата кальция. Это удобрение с массовой долей Р 2 О 5 не выше 20%. Сейчас простой суперфосфат производится в сравнительно небольших масштабах на ранее построенных заводах. Примеры фосфорных удобрений даны в табл.4.
Таблица 4
Удобрения, содержащие фосфор
Название удобрения | Химический состав |
|
Суперфосфат двойной |
Список использованной литературы:
ФОСФОР (лат. Phosphorus), Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Свойства: Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые заметно различаются по свойствам. Белый фосфор - мягкое кристаллическое вещество. Состоит из молекул P 4 . Плавится при температуре 44,1°С. Очень хорошо растворим в сероуглероде CS 2 . Черезвычайно ядовит и легко загорается. Получение.
Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca 3 (PO 4) 2 , который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления Ca 3 (PO 4) 2 до фосфора. Фосфорные удобрения
. Фосфор, так же как и азот, является важным элементом для обеспечения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфор из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, периодически добавляя фосфорные удобрения. Фосфорные удобрения производят из фосфата кальция, который входит в состав природных фосфоритов и фторапатитов. Название: от греческого "phosphoros" (светоносный). Получение: добывают из апатитов и фосфоритов. Нахождение в природе: присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных. Применение: главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. |