Химический элемент фосфор

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

КУРСОВАЯ РАБОТА

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ ФОСФОР

Введение

фосфор химический взаимодействие реакция

Фосфор - один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09% её массы.

Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов. В земной коре в соответствии с его устойчивой степенью окисления фосфор содержится в основном в виде фосфатов (V). Наиболее распространены минералы гидроксид фосфата кальция - Са₅(РO₄)₃(OH), фторид фосфата кальция - Ca₅(PO₄)₃F. Фосфор входит в состав живых организмов минерал - Са₅(РO₄)₃(OH) составляет минеральную часть костей, минерал - Ca₅(PO₄)₃F - зубов, а сложные органические производные фосфора входят в состав клеток мозга и нервов.

Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах в виде фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений АТФ, является важнейшим элементом жизни.

Фосфор имеет только один природный изотоп ³¹Р. Получены его искусственные радиоактивные изотопы.^[3]

1. Происхождение

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил светящееся вещество.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком - Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём».

Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов свет и несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. фосфорос) носил страж Утренней звезды.^[3]

2 Строение вещества

Фосфор (Р) - химический элемент находящийся в периодической таблице Д.И. Менделеева в третьем периоде, что означает наличие у атома фосфора трёх энергетических уровней. Нахождение его в пятой груупе, главной подгруппе, означает наличие у его атома пяти валентных электронов на последнем энергетическом уроне.

Фосфор, порядковый номер - 15

Электронная конфигурация:

- Полная: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

- Сокращённая: [₁₀Ne] 3s² 3p³

Ниже приведены графические изображения распределение электронов атома фосфора по энергетическим уровням в невозбуждённом (рис. 1) и возбужденном (рис. 2) состояниях.

Рис. 1 - ₁₅Р, валентность в невозбуждённом состоянии равна 3

Рис. 2 - ₁₅Р^*, валентность в возбуждённом состоянии равна 5

Таблица - Физические свойства белого фосфора

Таблица - Возможные соединения фосфора

3. Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений - также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

3.1 Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) и легкорастворим в органических растворителях. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05-0,1 г.

3.2 Жёлтый фосфор

4. Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

4.1 Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O₂ > 2P₂O₅ (с избытком кислорода),

· Механизм реакции:

O₂ + 2e > 2O^-2

P⁰ - 5e > P⁺⁵

Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами - окислитель, образует фосфиды:

· 2P + 3Ca > Ca₃P₂,

· 2P + 3Mg > Mg₃P₂.

С неметаллами - восстановитель:

· 2P + 3S > P₂S₃,

· 2P + 3Cl₂ > 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом.

4.2 Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой:

· 8Р + 12Н₂О = 5РН₃ + 3Н₃РО₄ (фосфорная кислота).

· P⁰ + 3e > P^-3

· P⁰ - 5e > P⁺⁵

4.3 Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей:

· 4Р + 3KOH + 3Н₂О > РН₃ + 3KН₂РО₂.

· P⁰ + 3e > P^-3

· P⁰ - 1e > P⁺¹

4.4 Взаимодействие с сильными кислотами и солями

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

· 2P + 5H₂SO₄ > 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

· 6P + 5KСlO₃ > 5KCl + 3P₂O_5.

5. Получение

Фосфор получают восстановлением фосфоритов коксом в присутствии SiO₂ в электропечах при 1300-1500 ⁰C по реакции:

4Ca₅(PO₄)₃F + 21SiO₂ + 30C 3P₄ + 20CaSiO₃ + SiF₄ + З0СО

Образующиеся пары фосфора конденсируются на охлаждаемой поверхности в виде белого (желтого) фосфора и собираются под слоем нагретой воды (60 ⁰C). В случае присутствия в шихте оксидов железа в качестве побочного продукта получается феррофосфор - сплав фосфидов Fe₂P и Fe₃P.

6. Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия - КclO₄ и сера, происходит воспламенение.

6.1 Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

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.

6.2 Соединения фосфора в сельском хозяйстве

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 Са5 (РО4) 3F (фторапатит). Фосфориты отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F - содержатся ионы ОН-.

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.

6.3 Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

· в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),

· в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии).

Оксид фосфора (V) - Р₂О₅ используют:

· для осушения газов и жидкостей. Он может отнимать воду у различных веществ. В качестве хорошего дегидратирующего средства оксид фосфора (V) широко используется в химическом синтезе.

Соединения фосфора (III) довольно сильные восстановители, Они, например, восстанавливают малоактивные металлы из растворов их соединений:

HgCl₂ + H₃PO₃ + H₂O > H₃PO₄ + Hg + 2HCl [1].

7. Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита - 3Са₃(РО₄)₃·Ca(OH)₂.

Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей - семян и плодов.

В состав зубной эмали входит фторапатит - Ca₅(PO₄)₃F. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. Фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. 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 1,5ё1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

8. Токсикология элементарного фосфора

· Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

· Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечнососудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений - 0,03 мг/мі, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе - 0,0005 мг/мі, ПДК в питьевой воде - 0,0001 мг/дмі.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (NH₃ - фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора.

Заключение

Деятельность человека в настоящее время направлена на увеличение содержания фосфора в окружающей среде. Это явление В.А. Ковда назвал фосфатизацией суши. Она происходит за счёт вылова продуктов моря, богатых фосфором, и главным образом в результате извлечения фосфора из агроруд для производства фосфорных удобрений, различных фосфорсодержащих препаратов.

Запасы фосфора, доступные живым существам, полностью сосредоточены в литосфере. Основные источники неорганического фосфора - изверженные или осадочные породы. Из пород земной коры неорганический фосфор вовлекается в циркуляцию континентальными водами. Он поглощается растениями, которые при его участии синтезируют различные органические соединения и таким образом включаются в трофические цепи. Затем органические фосфаты вместе с отходами и выделениями живых существ возвращаются в землю, где снова подвергаются воздействию микроорганизмов и превращаются в минеральные формы, употребляемые зелёными растениями.

В экосистеме океана фосфор приносится текучими водами, что способствует развитию фитопланктона и живых организмов.

Таким образом, фосфор медленно перемещается из фосфатных месторождений на суше и мелководных океанических осадков к живым организмам и обратно.

Рассматривая круговорот фосфора в масштабе биосферы за сравнительно короткий период, можно сделать вывод, что он полностью не замкнут. Запасы фосфора на земле малы. Полагают даже, что фосфор - главный регулятор всех других биогеохимических циклов, это - наиболее слабое звено в жизненной цепи, которая обеспечивает существование человека.

Список использованных источников

1 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. Для вузов. - 4-е изд., испр. - М.: Высш. Шк., Изд. Центр «Академия», -723 с., ил.

2 Редкол.:Зефиров Н.С. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. - Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. - Т. 5. - С. 145.

3 В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др. Химия. - М.: Химия, 1989. - С. 351.

4 Я.А. Угай - Общая и неорганическая химия. М.: Высш. Шк.1997 - 527 с.

5 ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000.

6 Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963.

7 Электронный источник: «http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0% A4% D0% BE % D1% 81% D1% 84% D0% BE % D1% 80»

Размещено на Allbest.ru