Фосфор
История открытия фосфора, его физические и химические свойства. Соединение фосфора с водородом и галогенами. Оксиды и кислоты фосфора. Получение и распространение фосфора в природе. Применение фосфора и его соединений. Взаимодействие с фосфора металлами.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 18.10.2011 |
| Размер файла | 23,5 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
7
Размещено на http://www.allbest.ru/
РАБОТА ПО ХИМИИ
«ФОСФОР»
Открытие фосфора
Гамбургский купец Генниг Бранд, надеялся поправить свои финансовые дела и избежать полного разорения, решил попытать счастья в алхимии. Он пытался найти «философский камень», который дал бы возможность превращать неблагородные металлы в золото. Г. Бранду пришла действительно счастливая мыль провести опыт с мочой. Выпарив ее почти досуха, Г. Бранд оставшееся вещество смешал с углем и песком и нагревал в реторте без доступа воздуха. В результате он получил новое вещество, которое обладает удивительным свойством - светиться в темноте.
Так в 1669 г. был открыт фосфор, играющий исключительно важную роль в живой природе.
Г. Бранд не замедлил воспользоваться необычным свойством нового вещества и стал демонстрировать светящийся фосфор знатным особам за довольно высокое вознаграждение. Все, что соприкасалось с фосфором, приобретало способность светиться. Г. Бранд ловко использовал огромный интерес ученых и широкой публики к фосфору и стал продавать его по цене, превосходивший даже стоимость золота. Бранд держал в строжайшей тайне способ получения фосфора. Никто из других алхимиков не мог проникнуть в его лабораторию, и посему многие из них стали лихорадочно ставить различные опыты, стремясь разгадать способ получения светящегося вещества.
Вскоре рецепт изготовления «холодного огня» стал известен И. Кункелю и К. Кирхмейру, а в 1680 г. секрет получения фосфора был открыт в Англии знаменитым химиком Р. Бойлем. После смерти Р. Бойля его ученик - немец А. Ганквиц, сделав некоторые улучшения в методике получения фосфора, наладил его производство. Интересно, что А. Ганквиц, несмотря на свою длительную работу с фосфором и весьма опасные опыты с ним, дожил до восьмидесятилетнего возраста. Он пережил трех сыновей своих и всех тех, кто принимал участие в работах, относящихся к ранней истории фосфора.
Цена на фосфор со времени открытия его И. Кункелем и Р. Бойлем стала быстро падать, и в конце концов наследники первооткрывателей стали знакомить с секретом получения фосфора за 10 талеров.
Получение
Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca3(PO4)2, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления Ca3(PO4)2 до фосфора.
В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок SiO2. Процесс проводят в электропечах (производство относят к электротермическим). Реакция протекает по уравнению
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + P4 + 10CO
Продукт реакции - белый фосфор. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.
Распространение в природе
В истории химии с фосфором связано много больших открытий. Однако лишь столетие спустя после открытия фосфор перешел из мира торговли и наживы в мир науки. Лишь одно событие за этот длительный период может быть отнесено к настоящей науке и связано оно с 1715 г., когда Генсинг открыл фосфор в мозговой ткани. Это послужило позднее для высказывания «Без фосфора нет мысли».
Ю. Ган в 1769 г. нашел фосфор в костях, а через два года знаменитый шведский химик К. Шееле показал, что кости состоят главным образом из фосфата кальция, и предложил способ получения фосфора из золы, образующейся при сжигание костей.
Фосфор по своей важности ни чуть не уступает азоту. Он участвует в великом природном круговороте веществ, и, не будь фосфора, растительный и животный мир был бы совсем иным. Однако фосфор встречается в природных условиях не так уж часто, и на его долю приходится всего лишь 0,08% массы земной коры. По распределенности он занимает тринадцатое место среди других элементов. Интересно отметить, что в теле человека на долю фосфора приходится примерно 1,16%. Из них 2/3 приходится на костную ткань, около 0,25% - на мышечную и примерно 0,4% на нервную ткань.
Фосфор встречается в природе исключительно в виде солей фосфорной кислоты, главным образом фосфорита 3Ca3(PO4)2 * Ca(OH)2 и апатита 3Ca3(PO4)2 * Ca(F, Cl)2. Лишь в отдельных местах встречаются фосфаты железа, вивианит (синяя железная руда) Fe3(PO4)2 * 8H2O, алюминия, например вавеллит 3Al2O3 * 2P2O5 * 12H2O, а также редких земель. Соединения фосфорной кислоты составляют существенную часть растительных и животных организмов. Часть фосфорной кислоты связана в них в виде органических соединений, например в желтке яйца и в веществе мозга - в форме лецитинов.
Фосфор редко встречается в больших количествах, и в целом его следует отнести к рассеянным элементам. В свободном виде в природе он не встречается, так как легко окисляется, но содержится во многих минералах. Главнейшие из них - фторапатит, гидроксилапатит, фосфорит. Несколько реже встречаются вавианит, монацит, амблигонит, трифилит и совсем ограниченных количествах - ксенотит и торбернит.
Что касается минералов фосфора, то они делятся на первичные и вторичные. Среди первичных наиболее распространены апатиты, представляющие в основном породы магматического происхождения.
Химический состав апатита - фосфат кальция, содержащий некоторое количество фторида и хлорида кальция. Именно этим определяется существование минералов фторапатита и хлорапатита. Они содержат от 5 до 36% P2O5. Обычно эти минералы в большинстве случаев встречаются в зоне магмы, но не редко они обнаруживаются в местах, где изверженные породы соприкасаются с осадочными. Из всех известных месторождений фосфатов наиболее значительные имеются в Норвегии и Бразилии.
Фосфин и дифосфин в природе встречаются довольно редко и чаще приходиться иметь дело с такими соединениями фосфора, как фосфориты. Фосфориты - фосфаты органического происхождения играют особо важную роль в сельском хозяйстве. На островах Тихого океана, в Чили и Перу они образованы на основе птичьего помета - гуано, который в условиях сухого климата накапливается мощными слоями, нередко превышающие сотню метров. Образование фосфоритов может быть связано и с геологическими катастрофами, например, с ледниковым периодом, когда гибель животных носила массовый характер. Подобные процессы возможны и в океане при массовой гибели морской фауны. Фосфор из органических остатков частично усваивается растениями, но в основном, растворяясь в морской воде, переходит в минеральные формы. Морская вода содержит фосфаты в довольно больших количествах - 100 - 200 мг/м3. При определенных химических изменениях фосфаты могут выпадать в осадок и скапливаться на дне. А при поднятии морского дна в определенные геологические периоды залежи фосфоритов оказываются на суше. Подобным образом могли образоваться фосфориты крупного отечественного месторождения фосфоритов вблизи Кара-Тау в Казахстане. Встречаются фосфориты и в Подмосковье.
Физические свойства
Фосфор существует во многих модификациях. Однако «многоликость» фосфора можно свести к трем главным видам: белому, красному и черному.
Белый фосфор получается в твердом состоянии при быстром охлаждении паров фосфора; его плотность 1,83 г/см3. Теплота плавления белого фосфора составляет 0,6 ккал, а теплота испарения 12ккал (на моль P4). В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен; Продается он обычно отлитым в палочки, которые легко режутся ножом. Эту операцию необходимо производить под водой (лучше при 20-25 оС), так как при разрезание на воздухе фосфор может воспламениться от трения. На холоду белый фосфор хрупок, но при температуре выше 15 оС становится мягким.
На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Отсюда произошло название «фосфор», который в переводе с греческого означает «светоносный». Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор воспламеняется и сгорает, выделяя большое количество теплоты. Он сгорает желтовато-белым пламенем, образуя пятиокись: 2P + 5/2O2 = P2O5 + 370 ккал. Фосфор может и воспламениться на воздухе вследствие выделения теплоты при окислении. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой. В воде белый фосфор не растворим; хорошо растворяется в сероуглероде. Растворимость его в сероуглероде исключительно велика (порядка 10:1 при обычных условиях).
Белый фосфор - сильный яд. Доза в 0,1 г смертельна для человека.
Если белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при температуре 250 - 300 оС, то он превращается в другое взаимодействие фосфора, имеющее красно - фиолетовый цвет и называемое красным фосфором. Такое же превращение происходит, но только очень медленно, под действием света.
Красный фосфор по своим свойствам резко отличается от белого: он очень медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при температуре 260 оС, не растворяется в сероуглероде и неядовит. Плотность красного фосфора составляет 2,0-2,4 г/см3. Переменное значение плотности обусловленно тем, что красный фосфор состоит из нескольких форм.
При сильном нагревании красный фоссфор, не плавясь, испаряется (сублимируется). При охлаждении паров получается белый фосфор.
Черный фосфор образуется из белого при нагревании его до 200-220 оС под очень высоким давлении. По виду он похож на графит, жирен на ощуп и тяжелее других видоизменений; его плотность равна 2,7 г/м3. Черный фосфор обладает полупроводниковой проводимостью (с шириной запрещенной зоны 0,33 в). Под давлением 18 тыс. атм. Черный фосфор плавится около 1000 оС, а под давлением только своего пара выше 550 оС переходит в фиолетовый.
Строение атома
Строение внешнего электронного слоя атома фосфора 3s2p3
Энергия ионизации атома, эВ 10.49.
Относительная электроотрицательность 2,2.
Заряд ядра атома фосфора +15 (+15P)
Радиус атома, нм 0,13
Химические свойства
1. Соединение фосфора с водородом и галогенами. С водородом фосфор образует газообразный фосфористый водород, или фосфин, PH3. Его можно получить кипячением белого фосфора с раствором щелочи или действием соляной кислоты на фосфид кальция Ca3P2:
Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3
Фосфин - бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый *. При его горении образуется фосфорный ангидрид и вода:
2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O
Основные свойства у фосфина выражены слабее, чем у аммиака. Он образует соли только с наиболее сильными кислотами, например HClO4, HCl. В этих солях катионом является ион фосфония. Примером может служить хлорид фосфония PH4Cl. Соли фосфония - очень непрочные соединения; при взаимодействии с водой они разлагаются на галогеноводород и фосфин.
Фосфор непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества теплоты. Практическое значение имеют главным образом соединения фосфора с хлором.
Хлорид фосфора (III), или треххлористый фосфор, PCl3 получается при пропускании хлора над расплавленным фосфором. Он представляет собой жидкость.
При действии воды PCl3 полностью гидролизуется с образованием хлористого водорода и фосфористой кислоты H3PO3:
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
При пропускании хлора в треххлористый фосфор получается хлорид фосфора (V), или пятихлористый фосфор, PCl5, который при обычных условиях образует твердую белую массу. Пятихлористый фосфор тоже разлагается водой с образованием хлористого водорода и фосфорной кислоты. Аналогичные соединения фосфор образует с бором, йодом и фтором.
Оксиды и кислоты фосфора. К важнейшим оксидам фосфора принадлежат P2O3 и P2O5.
Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид, P2O3 получается при медленном окислении фосфора или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода. Это белые кристаллы, плавящиеся при 23,8 оС. При действии холодной воды оксид фосфора (III) медленно взаимодействует с ней, образуя фосфористую кислоту H3PO3. Как оксид фосфора (III), так и фосфористая кислота обладают сильно выраженными восстановительными свойствами.
Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид, P2O5 образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы.
Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой. На воздухе оксид фосфора (V), притягивая влагу, быстро превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.
Фосфорные кислоты. Оксиду фосфора (V) отвечает несколько кислот. Важнейшая из них - это ортофосфорная кислота H3PO4, называемая обычно просто фосфорной. Другие фосфорные кислоты представляют собою полимерные соединения. В анионе всех фосфорных кислот атом фосфора, находящийся в состоянии sp3-гибридизации, окружен четырьмя атомами кислорода, расположенными в вершинах тетраэдра. Ортофосфорная кислота построена из изолированных тетраэдров, в других фосфорных кислотах тетраэдры PO4 объединены через атомы кислорода в агрегаты, содержащие от двух до весьма большого числа - порядка 105 - атомов фосфора.
Ортофосфорная кислота H3PO4 образует бесцветные прозрачные кристаллы. В воде она растворяется очень хорошо.
Ортофосфорная кислота не принадлежит к числу сильных кислот. Константы ее диссоциации равны: K1 = 8.10-3, K2 = 8.10-8, K3 = = 6.10-12. Будучи трехосновной, она образует три ряда солей: Средние и кислые с одним или с двумя атомами водорода в кислотном остатке. Средние соли фосфорной кислоты называют ортофосфатами или просто фосфатами, кислые - гидрофосфатами:
Na3PO4; Ca3(PO4)2 - трехзамещенные, или средние фосфаты
Na2HPO4; CaHPO4 - двухзамещенные фосфаты, или гидрофосфаты
NaH2PO4; Ca(H2PO4)2 - однозамещенные фосфаты, или дигидрофосфаты
3. Взаимодействие с металлами. При нагревании фосфора с металлами образуются фосфиды:
3Mg + 2P = Mg3P2
Фосфиды некоторых металлов могут разлагаться водой с образованием газообразного фосфина PH?:
Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3
Фосфин PH? по химическим свойствам похож на аммиак NH?.
Взаимодействие со щелочами. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует:
P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2
Применение фосфора и его соединений
Большая часть фосфора, используемая промышленностью, идет на создание моющих средств и для умягчения воды. Вода, обработанная соединениями фосфора, становится мягкой (т.е. не содержащей солей) и уменьшается образование накипи, так как фосфаты способствуют удалению накипи со стенок паровых машин. Большое количество фосфора идет на производство его органических соединений. Они используются для уничтожения насекомых-вредителей и для прополки сорняков. К сожалению, это же свойство фосфорных соединений используется и в военных целях. Фосфороорганические соединения входят в состав многих отравляющих веществ. Во Въетнаме военщина США применяля их для уничтожения растительности, обрабатывая с самолетов целые провинции.
Военное применение находит и сам фосфор в виде простого вещества. Большое количество белого густого дыма, образующегося при горении:
Р4 + 5О2 = P4О10
используется для создания дымовых завес. Поэтому белым фосфором снаряжаются авиабомбы и артиллерийские снаряды.
Другая его модификация - красный фосфор - в большом количестве идет на производство спичек. Изготовляемые и воспламеняющиеся только при трении о специально подготовленную поверхность (намазку спичечной коробки) обычные спички вырабатываются по различным рецептам. Примером может служит приводимый ниже состав (в вес. %):
Головка Намазка
Бертолетова соль…………. 46,5 Красный фосфор ………….. 30,8
Хромпик …………………… 1,5 Трехсернистая сурьма ……..41,8
Сера. ……………………….. 4,2 Сурик или мумия ………….12,8
Цинковые белила …………. 3,8 Мел …………………………. 2,6
Сурик или мумия ………... 15,3 Цинковые белила ………….. 1,5
Молотое стекло ………….. 17,2 Молотое стекло ……………. 3,8
Клей костяной …………… 11,2 Клей костяной ………………6,7
При трении головки о намазку мельчайшие частички фосфора воспламеняются на воздухе и поджигают состав головки. Для уменьшения пожарной опасности осиновая древесина («соломка») спичек при их выработке примерно до половины пропитывается раствором фосфорнокислого аммония, вследствие чего они гаснут без последующего тления.
Минеральные удобрения. Для повышения урожайности сельскохозяйственных культур огромное значение имеет внесение в почву элементов, необходимых для роста и развития растений. Эти элементы вносятся в почву в виде органических (навоз, торф и др.) и минеральных (продукты химической переработки минерального сырья) удобрений.
Простейшее фосфорное удобрение - фосфоритная мука представляет собой перемолотый фосфорит Ca3(PO4)2. Это удобрение труднорастворимо, оно может усваиваться растениями только на кислых почвах.
К важнейшим минеральным удобрениям принадлежат фосфорные удобрения. Природные соединения фосфора - фосфориты и апатиты - содержат фосфор в виде нерастворимого среднего фосфата Ca3(PO4)2, который плохо усваивается растениями. Для получения легко усваиваемых удобрений фосфориты подвергают химической переработке, заключающейся в превращении средней соли в кислую. Таким путем приготовляют наиболее важные фосфорные удобрения - суперфосфат, двойной суперфосфат и преципитат.
Для получения суперфосфата мелко размолотый природный фосфорит смешивают с серной кислотой. Смесь энергично перемешивают и загружают в непрерывно действующие камеры, где реакция заканчивается:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = 2CaSO4 + Ca(H2PO4)2
В результате получается смесь сульфата кальция с дигидрофосфатом Ca(H2PO4)2, сравнительно легко растворимым в воде. Эта смесь в измельченном или гранулированном виде и называется суперфосфатом.
Простой суперфосфат - удобрение со сравнительно невысоким содержанием питательных веществ.
Двойной суперфосфат представляет собой продукт разложения природного фосфата фосфорной кислотой:
Ca3(PO4)2 +4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
В двойном суперфосфате отсутствует сульфат кальция, что снижает затраты на его перевозку и внесение в почву.
Преципитат представляет собой фосфорное удобрение, в состав которого входит гидрофосфат кальция CaHPO4, не растворимый в воде, но растворяющийся при его внесение в кислые почвы.
Описанные выше фосфорные удобрения называются простыми, так как содержат только один из необходимых растениям элементов. Более перспективными являются сложные минеральные удобрения, содержащие несколько питательных веществ. К удобрениям такого типа относятся аммофос, нитрофоска и др.
Аммофос получают путем взаимодействия фосфорной кислоты с аммиаком. В зависимости от степени нейтрализации образуется моноаммонийфосфат NH4H2PO4 или диаммонийфосфат (NH4)2HPO4.
Нитрофоска - тройное удобрение, содержащее азот, фосфор и калий. Получают нитрофоску сплавлением гидрофосфата аммония (NH4)2HPO4, нитрата аммония NH4NO3 и хлорида (или сульфата) калия.
Хлориды фосфора применяются при синтезах различных органических веществ.
Оксид фосфора (V) применяется как очень сильное водоотнимающее средство.
С развитием полупроводниковой промышленности все чаще стали создаваться полупроводники на основе фосфидов. Получили широкое распространение полупроводниковые материалы с фосфидами индия, галлия, алюминия, бора. Входят фосфиды и в состав некоторых бронз. Металлургия использует соединения фосфора для создания защитных покрытий на металлах пленка фосфатов используется как грунт для нанесения красок (шаровая краска или шаровое покрытие). Препарат мажеф известен как средство защиты от коррозии. Состав его зашифрован в названии: фосфаты марганца и железа с небольшой добавкой фосфатов цинка и оксида меди (II). Примерами последних новинок являются неорганический каучук, а также негорючие полимеры.
Однако уже приведенное краткое перечисление достаточно ясно показывает важность и необходимость этого элемента V группы для человека.
фосфор металл водород галоген
Используемая литература
1. «Общая химия» Н. Л. Глинка
2. «Пятая вертикаль» Г. Н. Фадеев
3. «Курс неорганической химии» том 1 Г. Реми
4. «Основы общей химии» том 1 Б. В. Некрасов
5.«Книга для чтения по неорганической химии» часть II В. А. Крицман, Ю. И. Соловьев
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
История открытия фосфора. Природные соединения, распространение фосфора в природе и его получение. Химические свойства, электронная конфигурация и переход атома фосфора в возбужденное состояние. Взаимодействие с кислородом, галогенами, серой и металлами.
презентация [408,5 K], добавлен 23.03.2012Общая характеристика фосфора. Изучение истории открытия данного элемента. Особенности аллотропической модификации. Физические и химические свойства белого, красного и черного фосфора. Применение соединений фосфора в сельском хозяйстве и промышленности.
презентация [10,9 M], добавлен 25.11.2015Нахождение фосфора в природе. Процесс полимеризации белого фосфора. Свойства и химическая активность красного фосфора. Метод, основанный на термическом переделе в массе белого фосфора в красный. Очистка от не вступившего в реакцию белого фосфора.
презентация [1,2 M], добавлен 27.04.2016Характеристика фосфора как химического элемента. История открытия. Физические свойства элементарного фосфора при стандартных условиях: состав, внешний вид, запах, температура плавления. Действие фосфора как восстановителя и окислителя. Сфера применения.
презентация [9,5 M], добавлен 25.11.2015Фосфор как элемент и как простое вещество: физические, химические свойства, получение, применение. Соединения фосфора: оксиды, кислоты и их соли, фосфорные удобрения. Биологическое значение фосфора - составной части тканей человека, животных и растений.
реферат [324,5 K], добавлен 18.03.2009История открытия фосфора. Фосфор в организме человека, его роль и значение. Аллотропные видоизменения фосфора. Характерные особенности белого, черного и красного фосфора, сферы и области их применения. Использование фосфатов для удобрения растений.
презентация [87,4 K], добавлен 11.04.2014Аллотропичные формы фосфора. Применение красного фосфора в изготовлении спичек, взрывчатых веществ. Фосфаты и их применение в сельском хозяйстве и продукции бытовой химии. Главные особенности применения ортофосфорной кислоты в пищевой промышленности.
презентация [8,2 M], добавлен 11.12.2011Строение атома фосфора, его электронная конфигурация, типичные степени окисления. Физические свойства ортофосфорной кислоты и история ее открытия. Соли ортофосфорной кислоты. Применение в стоматологии, авиационной промышленности, а также фармацевтике.
презентация [1,7 M], добавлен 18.12.2013Фосфор как один из самых распространенных элементов земной коры, его значение в жизни всего живого. Процесс поступления фосфора из океана на сушу. Исключение из биосферы фосфатов, отложенных на больших морских глубинах. Цикл круговорота фосфора в природе.
презентация [520,5 K], добавлен 07.04.2016Фосфор — химический элемент периодической системы Д. Менделеева. Фосфор как важнейший биогенный элемент, его применение в промышленности. Содержание органических соединений фосфора в крови человека. Последствия недостатка или избытка фосфора в организме.
презентация [436,4 K], добавлен 11.04.2014
