Важнейший компонент природных минералов фосфора. Фосфор, получение и применение

СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА.Фосфорный ангидрид Р205 - превосходный осушитель, жадно поглощающий воду из воздуха и других веществ. Содержание Р205 - основной критерий ценности всех фосфорных удобрений.

Фосфорные кислоты, в первую очередь ортофосфорная Н3Р04, 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.

Из соединений фосфора с водородом наиболее известен фосфин РН3 - сильно ядовитый бесцветный газ с чесночным запахом.

Среди соединений фосфора особое место принадлежит фосфорорганическим соединениям, Большинство их обладает биологической активностью. Поэтому одни фосфор-органические соединения используются как лекарства, другие - как средства борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Самостоятельный класс веществ составили фосфонитрилхлориды - соединения фосфора с азотом и хлором. Мономер фосфоyитрилхлорида 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 , 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 приходилось две грамм-молекулы кислоты. В результате взаимодействия образуются сульфат и растворимый дигидрофосфат кальция:

Са3(PO4)2+2H2S04 → 2CaS04+Ca (Н2Р04) 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% P2O5.

Более концентрированное фосфорное удобрение - двойной суперфосфат. Его получают при взаимодействии фосфата кальция с фосфорной кислотой:

Са3(Р04)2 + 4Н3Р04 → ЗСа(Н2Р04)2.

В двойном суперфосфате содержится 40-50% Р205. По сути, его правильнее было бы называть тройным: он в три раза богаче фосфором, чем простой суперфосфат.

Иногда в качестве фосфорного удобрения используется преципитат СаНР04 2Н20, который получается при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроокисью или с карбонатом кальция. В этом удобрении 30-35% P2O5 . Фосфор содержат и некоторые комбинированные удобрения, например диамофос (NH4)2HP04, содержащий также и .

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, 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».

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. 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.

ИЗОТОПЫ ФОСФОРА. Природный фосфор в отличие от подавляющего большинства элементов состоит только из одного изотопа 31Р. В ядерных реакциях синтезировано несколько короткоживу щих радиоактивных изотопов элемента № 15. Один из них - фосфор-30 оказался вообще первым изотопом, полученным искусственным путем. Это его получили в 1934 г. Фредерик и Ирен Жолио-Кюри ври облучении алюминия альфа-частицами. Фосфор-30 имеет период полураспада 2,55 минуты и, распадаясь, излучает позитроны («положительные электроны»). Сейчас известны шесть радиоактивных изотопов фосфора. Наиболее долгоживущнй из них 33Р имеет период полураспада 25 дней. Изотопы фосфора применяются главным образом в биологических исследованиях.

НАЧАЛО СУПЕРФОСФАТНОЙ ПРОМЫШЛЕННОСТИ. Первое в мире промышленное производство суперфосфата было организовано в 1842 г. в Англии. В России подобные предприятия появились в 1868 и 1871 гг. До революции в пашей стране было построено всего шесть суперфосфатных заводов, их общая производительность не превышала 50 тыс. т в год. В годы первой мировой войны, иностранной интервенции и гражданской войны четыре завода из шести вышли из строя, и в 1918 г. в нашей стране было выпущено всего 2,8 тыс. т суперфосфата. А всего через 20 лет, в 1938 г., по производству фосфорных удобрений Советский Союз занял первое место в Европе и второе место в мире. Сейчас доля нашей страны в мировом производстве фосфоритной руды и фосфорных удобрений составляет примерно четвертую часть.

АПАТИТЫ ЗАПОЛЯРЬЯ. В 1926 г. А. Е, Ферсманом и его сотрудниками были открыты огромные запасы апатита на Кольском полуострове. Спустя много лет академик А. Е. Ферсман писал об этом месторождении: «…зеленый искристый с серым нефелином образует сплошную стену в 100 м. На 25 км протягивается установленной в Московском университете на Моховой улице. Так как эти опыты проводились тогда в нашей стране впервые, я но предпринял тех предосторожностей, которые необходимы при работе с газообразным фосфором - ядовитым, самовоспламеняющимся и светящимся голубоватым цветом элементом. В течение многих часов работы у электропечи часть выделяющегося газообразного фосфора настолько пропитала мою одежду и даже ботинки, что когда ночью я шел из университета по темным, не освещенным тогда улицам Москвы, моя одежда излучала голубоватое сияние, а из-под ботинок (при трении их о тротуар) высекались искры.

За мной каждый раз собиралась толпа, среди которой, несмотря на мои объяснения, немало было лиц, видевших во мне «новоявленного» представителя потустороннего мира. Вскоре среди жителей района Моховой и по всей Москве из уст в уста стали передаваться фантастические рассказы о «светящемся монахе»…

ЧУДЕСА БЕЗ ЧУДЕС. Церковь не раз пользовалась белым фосфором для одурачивания верующих. Известны, как минимум, два вида «чудес», к которым причастно это вещество. Чудо первое: свеча, загорающаяся сама. Делается это так: на фитиль наносят раствор фосфора в сероуглероде, растворитель довольно быстро испаряется, а оставшиеся на фитиле крупинки фосфора окисляются кислородом воздуха и самовоспламеняются. Чудо второе: «божественные» надписи, вспыхивающие на стенах. Тот же раствор, те же реакции. Если раствор достаточно насыщен, то надписи сначала светятся, а затем вспыхивают и исчезают.

ФОСФОРОРГАНИКА И ЖИЗНЬ. О роли фосфорорганических соединений в важнейших биохимических реакциях организма написаны многие тома. В любом учебнике биохимии эти вещества не только многократно упоминаются, но и подробно описываются. Без фосфорорганических соединений не мог бы идти процесс обмена углеводов в ткани мозга. Фосфорсодержащий фермент фосфорилаза способствует не только распаду, но и синтезу полисахаридов в мозгу. В процессе окисления углеводов в ткани мозга важную роль играют дифосфо-пиридиннуклеотид и неорганический фосфат. Другой важнейший процесс - сокращение мышц поддерживается энергией, выделяющейся при реакциях с участием аденозинфосфатов. При сокращении мышцы молекула аденозинтрифосфата (АТФ) распадается на аденозиндифосфат и неорганическую фосфорную кислоту. При этом освобождается много энергии (8-11 ккал/моль). О важнейшей роли этих веществ свидетельствует и тот факт, что в мышечной ткани всегда поддерживается постоянный уровень АТФ.

Ма́гний - элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева , с атомным номером 12. Обозначается символом Mg. Простое вещество магний - лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета .

Окси́д ма́гния (жжёная магнезия, периклаз ) - химическое соединение с формулой MgO , бесцветные кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен. Основная форма - минерал периклаз .

Физические свойства

Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду.на этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике.нанесенный на ладони спортсмена порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда. Температура плавления - 2825 °C.температура кипения - 3600 °C.Плотность=3,58 г/см3.

Химические свойства

Легко реагирует с разбавленными кислотами и водой с образованием солей и Mg(OH) 2:

MgO + 2HCl (разб.) → MgCl 2 + H 2 O;

MgO + H 2 O → Mg(OH) 2 .

Получение

Получают обжигом минералов магнезита и доломита .

2Mg + O 2 = 2MgO.

Гидрокси́д ма́гния - неорганический гидроксид щелочноземельного металла магния . Относится к классу нерастворимых оснований .

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы с гексагональной решёткой. При температуре выше 350 °C разлагается на оксид магния и воду . Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием основного карбоната магния . Гидроксид магния практически нерастворим в воде . Является слабым основанием . Встречается в природе в виде минерала брусита .

Получение

Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами :

Взаимодействие металлического магния с парами воды :

Химические свойства

Разложение при нагревании до 350°C:

Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации ) :

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды :

Вопрос№59. Хром. Общая характеристика. Амфотерность гидроксида. Токсичность соединений хрома. Биологическое значение хрома.

Общая характеристика

Хром относится к побочной подгруппе VI группы Периодической системы. В природе существует в виде смеси 4-х стабильных изотопов, из которых наиболее распространен 52 Cr (мольная доля 83,76%). В земной коре массовая доля хрома 8,310 -3 %, по распространенности хром на 22-м месте. В природе встресается только в виде соединений, наиболее распространенный минерал хрома - хромит FeOCr 2 O 3 . Элемент хром открыт в 1797 г французским химиком Вокленом.

Внешний электронный уровень хрома имеет строение 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , характерные степени окисления – от +1 до +6, наиболее устойчивы +2,+3,+6.

Соединения хрома (III)

Степень окисления +3 для хрома самая устойчивая, в этой степени окисления соединения хрома имеют сходство с соединениями алюминия из-зa близости ионных радиусов: 0,064 нм для хрома +3 и 0,057 нм для алюминия +3. Для оксида и гидроксида хрома (III) характерна амфотерность, например, легко осаждаемый аммиаком из растворов солей хрома (III) гидроксид серо-зеленого цвета:

CrCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Cr(OH) 3 + 3NH 4 Cl

Который растворяется как в избытке кислоты:

Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O

Так и в избытке щелочи

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

Биологическое значение хрома

Хром относится к числу элементов, жизненно необходимых человеку и животным. Естественным источником хрома для человека являются растения.

В организме человека содержится около 6 мг хрома. В тканях органов содержание хрома в десятки раз выше, чем в крови. Наибольшее количество хрома присутствует в печени (0,2 мкг/кг) и почках (0,6 мкг/кг), кишечнике, щитовидной железе, хрящевой и костной ткани, в легких (в случае поступления соединений хрома с воздухом). В легких оседает до 70% поступившего хрома. С возрастом наблюдается снижение хрома количества в организме.

Хром – незаменимый нутриент, который оказывает потенциальное действие на инсулин и, таким образом, влияет на метаболизм углеводов, липидов и белка. До сих пор не идентифицирован химический характер взаимосвязи между хромом и функцией инсулина. Биологически активная форма хрома, иногда называемого фактором толерантности глюкозы, может быть комплексом хрома, никотиновой кислоты и, возможно, аминокислот глицина, цистеина и глютаминовой кислоты. Предполагается, что хром обладает биохимической функцией, которая оказывает влияние на способность рецептора инсулина к взаимодействию с гормоном. Это играет большую роль у лиц пожилого возраста и больных сахарным диабетом.

Хром в организме присутствует в виде двух форм: трехвалентного и шестивалентного. Трехвалентный хром играет очень важную физиологическую роль - участвует в регуляции обмена жиров и углеводов, снижает уровень холестерина в крови. Шестивалентный катион гораздо токсичнее трехвалентного. Соединения Cr 6+ , наряду с общетоксикологическим действием, способны вызывать мутагенный и канцерогенный эффекты.

Основные функции хрома в организме:

Хром входит в состав низкомолекулярного органического комплекса - фактора толерантности к глюкозе, обеспечивающего поддержание нормального уровня глюкозы в крови.

Хром вместе с инсулином действует как регулятор уровня сахара в крови, обеспечивает нормальную активность инсулина.

Хром способствует структурной целостности молекул нуклеиновых кислот.

Хром участвует в регуляции работы сердечной мышцы и функционировании кровеносных сосудов.

Хром способствует выведению из организма токсинов, солей тяжелых металлов, радионуклидов.

ФОСФОР (Phosphorus; от греч. - светоносный), Р - хим. элемент V группы периодической системы элементов; ат. н. 15, ат. м. 30,97376. В соединениях проявляет степени окисления -3, -2, +3, +4 и + 5; из них наиболее характерны -3, +3 и +5. Состоит из стабильного изотопа 31 Р. Важнейший из искусственных - изотоп 32Р с периодом полураспада 14,22 дня. Фосфор открыл (1669) гамбургский алхимик X. Брандт, хотя сведения о фосфоре еще в 12 в. получил араб, алхимик Алхид Бехил. В 18 в. швед, химик К. Шееле впервые указал на фосфориты как на богатый источник фосфора, предложив и методы его получения.

Применение применение фосфора связано с развитием спичечного производства. Фосфор относится к весьма распространенным элементам: на него приходится 0,04% от общего числа атомов земной коры. Скопления Ф. встречаются в основном в виде апатита Са5Х (Р04)3 (X - , реже или гидроксильная группа) и залежей фосфоритов, основой к-рых является Са3 (Р04)2. При конденсации пара фосфор в жидкость и ее затвердевании образуется белый (или желтый) Ф., к-рый по внешнему виду и консистенции подобен парафину и является наиболее химически активной формой элемента. существует в двух кристаллических модификациях: высокотемпературной альфа-форме (кубические кристаллы, а = 18,5 А; плотность 1,828 г/см3; tпл 44,1° С; теплоемкость 0,1776 кал/г х град; удельное электрическое сопротивление 10 11 ом-см; удельная магнитная восприимчивость 0,86 х 10 э.м.е./г; теплота сублимации 13,4 ккал/моль Р4) и низкотемпературной бета-форме (плотность 1,88 г/см3; стабильна при т-ре ниже -76,9° С и давлении 1 ат).

Кроме белого фосфора, известно еще несколько модификаций, напр. формы красного Ф. (красный I - аморфный; красный IV - тотра- или гексагональные кристаллы; красный V - триклинные кристаллы; теплота сублимации этих форм соответственно 19,7; 28,0 и 28,8 ккал/молъ Р4). Плотность красного фосфора в зависимости от метода получения 2,0 -г- 2,4 г/смя; т-ра сублимации при давлении 1 ат равна 429° С. Фиолетовый фосфор образуется при нагревании белого фосфора под давлением 500 ат; у него полимерная структура из связанных между собой группировок Р4 и Р8 и плотность 2,34 г/см3. Черный фосфор получают нагреванием белого при т-ре 220° С под давлением 12 000 ат. Он внешне похож на , у него слоистая структура, кристаллы ромбической системы с периодами решетки а = 3,31 А, b = 4,38 А и с = 10,5 А; в элементарной ячейке содержится восемь атомов. Плотность черного Ф. 2,69 г/см3, плотность его аморфной разновидности 2,25 г/см3. Черный Ф. сравнительно хороший проводник: при т-ре 0° С его электрическое сопротивление 0,711 ом-см. Жидкий фосфор при давлении 1 ат кипит при т-ре 280,5° С; критические параметры: т-ра 695° С и давление 82,2 ат; электропроводность (т-ра 45° С) 10-7 ом-1 х см; диэлектрическая проницаемость при той же т-ре 3,85. Парообразный Ф. состоит из тетраэдрических молекул Р4. Фосфор легко соединяется с кислородом, галогенами, серой и мн. металлами, образуя фосфиды (Mg3P2, Са3Р2 и др.).

Основным сырьем для получения Ф. и его соединений служат фосфориты и апатиты. Вначале измельченную руду смешивают с коксом (восстановителем) и кремнеземом Si02, к-рый связывает в шлак содержащийся в руде . Затем шихту загружают в закрытые электрические руднотермические печи, где при т-ре 1500° С протекает реакция:

2Са3 (Р04)2 + 6Si02 + 10С = Р4 + 6CaSi03 + 10СО

Сконденсированный из предварительно очищенного печного газа Ф. используют для получения термической фосфорной к-ты, частично он является готовой продукцией. При взаимодействии фосфорной к-ты с фосфоритной мукой (с добавлением известняка) получают кормовой монокальцийфосфат, а при взаимодействии ее с аммиаком - диаммонийфосфат. Многотоннажнып побочный продукт этого процесса, огненножидкий шлак фосфорных печей, перерабатывают в шлаковату шлакопемзу и др. строительные материалы. При этом образуются также феррофосфор и горючий газ (80% СО). Товарная форма желтого Ф.- палочки и пластины.

Распространение в природе . Природный фосфор представляет собой стабильный изотоп ³¹ P . Искусственно получены радиоактивные изотопы ³º P и ³² P последний имеет период полураспада 14,3 дня и иногда используется как индикатор для изучения фосфорного обмена.

В литосфере фосфора сравнительно немного (0,08 масс. %) .Он рассеян в природе и редко скапливается в больших количествах, так же он непременная составная часть растительных и животных белков, у растений сосредоточен в семенах и плодах, у животных - в нервной ткани, мышцах и скелете. В человеческом организме содержится примерно 1,5 кг фосфора, из них 1,4 кг в костях, 130 г в мышцах и 12 г в нервной ткани.

В следствие большой активности свободный фосфор в природе не встречается, распространён только в виде фосфат - ионов PO 4 ³ ˉ

Важнейшие минеральные соединения фосфора - , которому отвечает формула Ca 5 (PO 4 ) 3 (F,Cl) .При этом различают фторапатит 3Ca 3 (PO 4 ) 2 CaF 2 , хлорапатит 3Ca 3 (PO 4 ) 2 CaCl 2 и гидроксиапатит 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca(OH) 2 .

Избыточные катионы кальция, а также фторид - и хлорид - ионы размещаются в пустых промежутках кристаллической решётки ортофосфата кальция, сообщая апатиту особую компактность и твёрдость. Встречается фосфор также в виде фосфорита Ca 3 (PO 4 ) 2 .

Хотя большие скопления апатита редки, кристаллы его пронизывают важнейшие горные породы (гранит, гнейсы и т.п) и служат первоисточником фосфорных соединений в природе. При выветривании горных пород кристаллы апатита попадают в почву, разлагаются почвенными кислотами и корневыми выделениями растений. Далее фосфор усваивается растениями и таким образом вовлекается в биохимический круговорот.

Накопители фосфора растения, а животные только заимствуют его у растений.

Фосфор - анионы входят в состав сложных органических полимерных соединений - нуклеиновых кислот, которые содержатся в живых организмах и принимают участие в процессах передачи наследственных признаков живой клетки.

Получение и свойства .

В переводе с греческого слово фосфор означает (светоносец) . Это название получил за свойства светиться в темноте.

Фосфор получают из фосфорита или апатита. Восстановителем фосфора со степенью окисления +5 из его соединений служит , но чтобы образовавшийся фосфор не взаимодействовал с кальцием, прибавляют двуокись двуокись кремния.

Если изобразить фосфорит Ca 3 (PO 4 ) 2 в виде оксидов 3CaO P 2 O 5 , то процесс получения фосфора выглядит следующим образом: сначала оксид кремния (IV) взаимодействует с оксидом кальция, образуя легкоплавкий шлак силиката кальция:

3CaO P 2 O 5 + 3SiO 2 = P 2 O 5 + 3CaSiO 3

Затем оксид фосфора (IV) реагирует с углеродом и получается свободный фосфор в парообразном состоянии:

P 2 O 5 + 5C = 2P + 5CO

Суммарное уравнение имеет вид:

Ca 3 (PO 1 ) 2 +5C + 3SiO 2 = 2P + 3CaSiO 3 + 5CO

Смесь измельченного фосфорита с песком и углём нагревают электрической дугой в специальной печи. Пары фосфора уходят через трубу в приёмник и сгущаются под водой. Далее его очищают перегонкой.

Фосфор образует с кислородом оксиды и соответствующие им фосфорные кислоты.

Промышленное применение фосфора.

Некоторые соединения фосфора с металлами (германий , ) используют как полупроводниковые материалы. Огромное количество фосфора расходуется в производстве пестицидов (тиофоса, карбофоса, хлорофоса и др.)

Белым фосфором наполняют зажигательные снаряды и бомбы. При сгорании фосфора образуется густой белый дым, поэтому белый фосфором наполняют гранаты, предназначенные для получения дымовых завес.

Основной потребитель красного фосфора - спичечное производство, так как он входит в состав массы, наносимой на боковые поверхности спичечных коробок. Головки спичек - это смесь горючих веществ (серы и других) с хлоратом калия KClO 3 .

Фосфор химически активен, в соединениях с водородом и металлами он проявляет степень окисления -3 , а в кислородных соединениях +3 и +5 .

Соединения фосфора с водородом .

Водородные соединения фосфора называют фосфористыми водородами; они бывают газообразными PH 3 , жидкими P 2 H 4 и твёрдыми P 12 H 6 .

Газообразный фосфористый PH 3 аналогичен аммиаку и именуются фосфином. Получают его, действуя сильными кислотами на фосфиды - соединения фосфора с металлами:

Zn 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 ￪ + 3ZnCl 2

При гидролизе фосфидов также получается фосфин:

Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 2PH 3 ￪ + 3Mg(OH) 2

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 2PH 3 ￪ + 3Ca(OH) 2

Фосфин - ядовитый, бесцветный газ с чесночным запахом, горит на воздухе, образуя оксид фосфора (V) :

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

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.

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

Алюминия. В нейтральных почвах, например в черноземах, минеральный фосфор представлен более доступными для растений фосфатами кальция и магния. 6.4. Геоэкологический мониторинг: определение фосфора в воде ОБЩИЙ ФОСФОР Соединения фосфора относятся к физиологически важным компонентам химического состава морских вод, определяющим их продуктивность. Существует много форм фосфорных соединений в...

Пород, накопленных на дне геосинклиналей. Таким образом, замкнутый цикл осадочных элементов имеет продолжительность, измеряемую геологическими периодами, т.е. десятками и сотнями миллионов лет. Рассматривая круговорот фосфора в масштабе биосферы за сравнительно короткий период, можно отметить, что он полностью не замкнут. Действительно, происходит частичное поступление фосфора из океана на сушу, ...

Среды. 3.1 Урок по теме «Кальций и его соединения» в 9-ом классе с. Карасу, позволяющий развить экологическое сознание школьников Цель урока: познакомить учащихся с основными способами получения кальция и его соединений, возможностями применения соединений кальция, показать необходимость контроля содержания ионов кальция и магния в питьевых и сточных водах и обозначить значимость кальция...

Разовая) – 0,01%. 4 Содержание Введение......................................................................................................................4 Глава 1. Межпредметные связи в курсе школьного предмета химии на примере углерода и его соединений.......................................................................5 1.1 Использование межпредметных связей для формирования у учащихся...