Реферат: Фосфор и его соединения 2

Название: Фосфор и его соединения 2
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат

Невинномысский Технологический Институт

(филиал) государственного образовательного

учреждения высшего профессионального

образования “Северо – Кавказкий государственный

технологический университет”

Факультет ИЭ

Группа ЭУП-101

Реферат на тему:

«Фосфор и его соединения»

Выполнила студентка

Коробейник Оксана

Проверила: Коволева Е.А.

Невинномысск

2010

Содержание:

Введение..............................	3
История открытия фосфора........................	3
Природные соединения и получение фосфора................	4
Химические свойства........................	5
Аллотропные изменения.........................	6
а) белый...............................	7
б) красный..............................	8
в) черный..............................	8
Оксиды фосфора..........................	9
Ортофосфорная кислота.........................	10
Ортофосфаты............................	12
Фосфор в организме человека......................	13
Спички...............................	14
Фосфорные удобрения.........................	14
Заключение.............................	17
1. Значение фосфора..........................	17
2. Применение фосфора.......................	17
Список используемой литературы.....................	20

Введение Пятая группа Периодической системы включает два типических элементаазот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторымтипическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах.В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти двавещества получили большую область применения, хотя когда азот впервыебыл выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на продажефосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили егоспособность светится в темноте).

История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получалиего из . мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль(XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью иуглем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимиипоправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты.Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичнуюматерию», считавшейся основой философского камня, Бранд заинтересовалсячеловеческой мочей.Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образованиясиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получилтяжелое красное «уринное масло», которое перегонялось с образованиемтвердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметилобразование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего втемноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе сгреческого означает «светоносец».Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете ибыл известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в1680 году.В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовалии в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO),поваренной солью (NaCl), поташом (K₂ CO₃ ) и углем (C).Лишь 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костейживотных.

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. Вотличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается вприроде только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са₅ Х(РО₄ )₃ (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильнаягруппа) и фосфорит основой которого является Са₃ (РО₄ )₂ . Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, врайоне Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, вМосковской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит всостав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органахрастений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особеннобогаты фосфором мозговые клетки.В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатитуглем 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 фосфора1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P³ 3d⁰ Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренныхэлектронов 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 будутразъединяться, переходить на в подуровень, что приводит к образованию 5-тинеспаренных 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 ⁺⁵ O₅ (при недостатке кислорода: 4P⁰ + 3O₂ 2P₂ ⁺³ O₃ )2. С галогенами и серой:2P⁰ + 3Cl₂ ® 2P⁺³ Cl₃ P⁰ + 5S P₂ ⁺⁵ S₅ (галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:PCl₃ + 3H₂ O ® H₃ PO₃ + 3HCl PCl₅ + 4H₂ O ® H₃ PO₄ + 5HCl) 3. С азотной кислотой:3P⁰ + 5HN⁺⁵ O₃ + 2H₂ O ® 3H₃ P⁺⁵ O₄ + 5N⁺² O 4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления- 3:2P⁰ + 3Mg ® Mg₃ P₂ ^-3 (фосфид магния легко разлагается водой Mg₃ P₂ + 6H₂ O ® 3Mg(OH)₂ + 2PH₃ (фосфин))3Li + P ® Li₃ P^-3 5. Со щелочью:4P + 3NaOH + 3H₂ O ® PH₃ + 3NaH₂ PO₂ 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	t_пл , ⁰ C	T_кип , ⁰ C	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 кристаллическуюрешетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р₄ (рис.1). Из-заслабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом ирастворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белыйфосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует скислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухесопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят подводой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистойортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для полученияполифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) ипищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для созданиядымообразующих веществ и зажигательных смесей.Техника безопасности . В производстве фосфора и его соединений требуетсясоблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд.Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеваниюкостных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь,белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белыйфосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисьюуглерода, раствором CuSO₄ или песком. Обоженную кожу следует промытьраствором KmnO₄ или CuSO₄ . Противоядием при отравлениифосфором является 2%-ый раствор CuSO₄ .

При длительном хранении, атакже при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу кнескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблетсяот оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красногофосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белымфосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: этотетраэдры Р₄ , связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис.2).Красный фосфор находит применение в металлургии, производствеполупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечномпроизводстве.

Наиболее стабильноймодификацией фосфора является черный фосфор . Его получают аллотропнымпревращением белого фосфора при t=220⁰ C и повышенным давлением. Повнешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфораслоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.3). Черный фосфор – этонаименее 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) P₄ O₁₀ (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P₂ O₅ . В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

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

Белые кристаллы, t⁰ _пл. = 570⁰ С, t⁰ _кип. = 600⁰ C, r = 2,7 г/см³ . Имеет несколькомодификаций. В парах состоит из молекул P₄ H₁₀ , оченьгигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O₂ ® 2P₂ O₅

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основнымиоксидами и щелочами1) P₂ O₅ + H₂ O ®2HPO₃ (метафосфорная кислота) P₂ O₅ + 2H₂ O ® H₄ P₂ O₇ (пирофосфорная кислота) P₂ O₅ + 3H₂ O ® 2H₃ PO₄ (ортофосфорная кислота) 2) P₂ O₅ + 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 влабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующегосредства. По своему осушающему действию он превосходит все остальныевещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду собразованием ее ангидрида:

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорнаякислота Н₃ РО₄ (Рис.5).Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы,при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления42,35⁰ С. С водой фосфорная кислота образует растворы любыхконцентраций.Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

НО ОН

Р О ОН В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-нойазотной кислотой: В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами:экстракционным и термическим.1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природныхфосфатов серной кислотой: Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.2. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободногофосфора с последующим его сжиганием до Р₄ О₁₀ ирастворением последнего в воде. Производимая по данному методу ортофосфорнаякислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до80% 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:

1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

двуфосфорная

кислота

2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок:

желтый

осадок

3. 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.

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Еслиобозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде составее солей (табл.3). Таблица 3Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы

одновалентные	двухвалентные	трехвалентные
Ме₃ РО₄	Ортофосфаты Ме₃ (РО₄ )₂	Ме₃ РО₄
Ме₂ НРО₄	Гидроортофосфаты МеНРО₄	Ме₂ (НРО₄ )₃
МеН₂ РО₄	Дигидроортофосфаты Ме(Н₂ РО₄ )₂	Ме(Н₂ РО₄ )₃

Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группааммония: (NH₄ )₃ PO₄ - ортофосфат аммония;(NH₄ )₂ HPO₄ —гидроортофосфат аммония; NH₄ H₂ PO₄ – дигидро-ортофосфат аммония.Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют вкачестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия — для осаждения изводы солей кальция.

Фосфор в организме человека

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В видефосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит они в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфораучаствуют 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. хлебасодержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль инекоторые виды сыра.Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс междуколичеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этихэлементах пищи составляет 1,5¸1. Избыток богатой фосфором пищи приводит квымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменнаяболезнь.

Спички

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора ипорошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO₂ ,KСlO₃ , BaCrO₄ ) и восстановители (S, Sb₂ S₃ ). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку,воспламеняется: Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередкоприводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаиотравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и сцелью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечныхголовок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которыеверно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичекначалось в Швеции в 60-х гг. XIX века.

Фосфорные удобрения

Минеральные удобрения – источник различных питательных элементов для растенийи свойств почвы, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция,магния, серы, железа.Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорноепитание регулирует рост и развитие растений.Сырьем для производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединенийслужат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражаетсяформулой Са₅ (РО₄ )₃ F (фторапатит). Фосфоритыотличаются 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 маломощныеместорождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромногонароднохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторожденияапатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупнаяобогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу наконцентрат 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 фосфатакальция Са₃ (РО₄ )₂ . Поэтому фосфоритыусваиваются не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемыхфосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всемрастениям 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 СаSО₄ и являетсязначительно концентрированным удобрением (содержит до 50% Р₂ О₅ ).Преципитат – содержит 35-40% Р₂ О₅ .Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Применяется на кислых почвах.Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58%Р₂ О₅ ) в виде NH₄ H₂ PO₄ и(NH₄ )₂ HPO₄ . Получается при нейтрализациифосфорной кислоты аммиаком.Раньше в течение более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широкоиспользовали так называемый простой суперфосфат , который образуется придействии серной кислоты на природный фосфат кальция: В этом случае в реакцию с фосфатом кальция вступает относительно меньше сернойкислоты, чем при получении из него фосфорной кислоты. Получается смесьдигидрофосфата кальция и сульфата кальция. Это удобрение с массовой долей Р₂ О₅ не выше 20%. Сейчас простой суперфосфат производится всравнительно небольших масштабах на ранее построенных заводах.Примеры фосфорных удобрений даны в табл.4. Таблица 4 Удобрения, содержащие фосфор

Название удобрения	Химический состав
Простые
Суперфосфат двойной
Суперфосфат простой
Фосфоритная мука
Костяная мука
Преципитат
Шлак мартеновский печей	Сложный состав. Содержит P,Ca, Si, C, Fe и др. элементы
Комплексные
Аммофос
Аммофоска
Нитроаммофос

Заключение 1. Значение фосфора Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентовпитания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самыхжизненно важных частей - семян и плодов.Производные ортофосфорной кислоты очень нужны не только растениям, но иживотным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства живыхорганизмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме того,ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с органическими веществами,активно участвуют в процессах обмена веществ живого организма с окружающейсредой. В результате этого производные фосфора содержатся в костях, мозге,крови, в мышечных и соединительных тканях организмов человека и животных.Особенно много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, чтопозволило А.Е. Ферсману [1], известномугеохимику, назвать фосфор "элементом мысли". Весьма отрицательно (заболеваниеживотных рахитом, малокровие, и др.) сказывается на состоянии организмапонижение содержания в рационе питания соединений фосфора или введение их внеусвояемой форме.2. Применение фосфора Применяют ортофосфорную кислоту в настоящее время довольно широко. Основнымее потребителем служит производство фосфорных и комбинированных удобрений.Для этих целей ежегодно добывается во всем мире фосфоросодержащей руды около100 млн. т. Фосфорные удобрения не только способствуют повышению урожайностиразличных сельскохозяйственных культур, но и придают растениям зимостойкостьи устойчивость к другим неблагоприятным климатическим условиям, создаютусловия для более быстрого созревания урожая в районах с короткимвегетативным периодом. Они также благоприятно действуют на почву, способствуяее структурированию, развитию почвенных бактерий, изменению растворимостидругих содержащихся в почве веществ и подавлению некоторых образующихсявредных органических веществ.Немало ортофосфорной кислоты потребляет пищевая промышленность. Дело в том,что на вкус разбавленная ортофосфорная кислота очень приятна и небольшие еедобавки в мармелады, лимонады и сиропы заметно улучшают их вкусовые качества.Этим же свойством обладают и некоторые соли фосфорной кислоты. Гидрофосфатыкальция, например, с давних пор входят в хлебопекарные порошки, улучшая вкусбулочек и хлеба.Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности.Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солямиделают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитныекраски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт идругие строительные материалы.Различные соли фосфорной кислоты широко применяют во многих отрасляхпромышленности, в строительстве, разных областях техники, в коммунальномхозяйстве и быту, для защиты от радиации, для умягчения воды, борьбы скотельной накипью и изготовления различных моющих средств.Фосфорная кислота, конденсированные кислоты и дегидротированные фосфатыслужат катализаторами в процессах дегидратирования, алкилирования иполимеризации углеводородов.Особое место занимают фосфорорганические соединения как экстрагенты,пластификаторы, смазочные вещества, присадки к пороху и абсорбенты вхолодильных установках. Соли кислых алкилфосфатов используют какповерхностно-активные вещества, антифризы, специальные удобрения,антикоагулянты латекса и др. Кислые алкилфосфаты применяют для экстракционнойпереработки урановорудных щелоков.

Список использованной литературы:

1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 классаобщеобразовательных учреждений. – М., 5-е издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997.2. ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М.,ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984.3. ХИМИЯ. Справочник школьника, - М., 1995.4. ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000.5. Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963.6. Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/