Фосфор и его соединения
Особенности фосфора, история его открытия, химические свойства и аллотропные изменения. Природные соединения и получение фосфора. Характеристика фосфора в организме человека. Применение в медицине его соединений и особенности их биологической роли.
| Рубрика | Химия |
| Вид | реферат |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 06.05.2015 |
| Размер файла | 311,2 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/
Оглавление
- 1. Особенности фосфора
- 2. История открытия фосфора
- 3. Природные соединения и получение фосфора
- 4. Химические свойства
- 5. Аллотропные изменения
- 6. Оксид фосфора (V)
- 7. Химические свойства
- 8. Фосфор в организме человека
- 9. Применение в медицине соединений фосфора
- 10. Биологическая роль соединений фосфора
- Заключение
- Список использованной литературы
1. Особенности фосфора
фосфор химический биологический аллотропный
Фосфор (лат. Phosphorus) P - химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,97. Наивысшая степень окисления, которую может проявлять фосфор, равна +5. Соединения, содержащие фосфор в степени окисления меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же время соединения фосфора +5 в растворах окислителями не являются. Кислородные соединения фосфора более устойчивы, чем таковые азота. Водородные же соединения менее стабильны.
2. История открытия фосфора
Фосфор был открыт в 1669 г. алхимиком Брандтом, когда он в поисках "философского камня" сильно нагревал сухой остаток мочи с углем без доступа воздуха. Выделенное вещество светилось на воздухе и затем загоралось. За это свойство Брандт дал ему название "фосфор", т.е. носящий свет ("светоносец").
После открытия еще сто лет фосфор был редким и дорогим веществом, т.к. содержание в моче его ничтожно мало, а добывание сложно. И лишь после 1771 г., когда шведский химик Шееле разработал способ получение фосфора из костей, стало возможным получение его в значительных количествах.
3. 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 Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)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:
Ca3(PO4)2+3SiO2+5C3CaSiO3+5CO+P2.
Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.
4. Химические свойства
Электронная конфигурация атома фосфора
1S22S22P63S23P33d0
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:
4P0 + 5O2 2P2+5O5
(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 2P2+3O3)
2. С галогенами и серой:
2P0 + 3Cl2 2P+3Cl3
P0 + 5S P2+5S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl3 + 3H2O H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O H3PO4 + 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O 3H3P+5O4 + 5N+2O
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:
2P0 + 3Mg Mg3P2-3
(фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2PH3 (фосфин))
3Li + P Li3P-3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H2O PH3 + 3NaH2PO2
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.
5. 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 |
tпл, 0C |
Tкип, 0C |
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 кристаллическую решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4 (рис.1). Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор - сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком. Обоженную кожу следует промыть раствором KmnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO4.
При длительном хранении, а также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис.2).
Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве.
Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.3). Черный фосфор - это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор.
Размещено на http://www.allbest.ru/
6. Оксид фосфора (V)
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде - P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))
Белые кристаллы, t0пл.= 5700С, t0кип.= 6000C, = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).
Получение
4P + 5O2 2P2O5
7. Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами
1) P2O5 + H2O 2HPO3 (метафосфорная кислота)
P2O5 + 2H2O H4P2O7 (пирофосфорная кислота)
P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)
2) P2O5 + 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 в лабораторной и промышленной 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, содержащих фосфор. Важнейшая из них -- ортофосфорная кислота Н3РО4 (Рис.5).
Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Размещено на http://www.allbest.ru/
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 Р4О10 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: |
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. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл.3).
Таблица 3
Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы
|
одновалентные |
двухвалентные |
трехвалентные |
|
|
Ме3РО4 |
Ортофосфаты Ме3(РО4)2 |
Ме3РО4 |
|
|
Ме2НРО4 |
Гидроортофосфаты МеНРО4 |
Ме2(НРО4)3 |
|
|
МеН2РО4 |
Дигидроортофосфаты Ме(Н2РО4)2 |
Ме(Н2РО4)3 |
Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH4)3PO4 - ортофосфат аммония;
(NH4)2HPO4--гидроортофосфат аммония; NH4H2PO4 - дигидро-ортофосфат аммония.
Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия -- для осаждения из воды солей кальция.
8. 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.
9. Применение в медицине соединений фосфора
В медицине множество соединений фосфора используется в виде лекарственных препаратов для лечения заболеваний сердца, печени, желудка. Фосфаты цинка используются в качестве пломбировочного материала в стоматологии.
Из трех видов фосфора в медицине употребляется белый, который сохраняется в воде (из-за окисляемости). В гомеопатии применяется в виде растирания с молочным сахаром, а также спиртовые растворы) из которых первый раствор равняется З-му десятичному делению, они назначаются при острых болезнях дыхательных органов и при болезнях нервов, в прочих случаях высшие деления действуют лучше низших 6-12, 30, 50, 200.
Фосфор, на основании испытаний многих авторов, применяется с лечебной целью (в гомеопатических дозах) в острых и хронических заболеваниях, сопровождающихся упадком нервной деятельности, когда имеются следующие симптомы: чувствительность к холодному воздуху, частые при этом простуды, раздражительность, слабость вследствие печали, поражения головного и спинного мозга, расстройства зрения и слуха, боли в суставах, особенно в бедре, параличи отдельных нервов, дрожание (также Магнезия Фосфорика), душевные состояния угнетающего характера, нервная бессонница, приливы крови с сердцебиением, тифозные состояния, грусть, апатия, тоска, лень.
Наряду с кальцием, фосфор является одним из самых распространенных элементов в организме человека. Эти два элемента необходимы для сильных и здоровых зубов и костей. Более 85% фосфора обнаруживается в костях и зубах, но он также содержится клетках и тканях всего организма.
В организме человека фосфор находится практически всегда в виде фосфата. Большая часть фосфата хранится в клетках, а не в крови. Таким образом, анализ крови дает приблизительную оценку содержания фосфата. Поглощение фосфора происходит в тонком кишечнике. Избыточное содержание фосфора выводится из организма почками.
Фосфор помогает фильтрации выделений в почках и играет существенную роль в хранении и использовании энергии организмом. Фосфор помогает уменьшить боль в мышцах после физических нагрузок и упражнений. Фосфор необходим для роста восстановления всех тканей и клеток, а также для производства генетических строительных блоков - ДНК и РНК. Фосфор помогает поддерживать баланс и потребление в организме витаминов и минералов, включая витамин D, йод, магний и цинк.
Большинство людей получают фосфор из продуктов питания. Таких как молоко, зерновые, продукты богатые белком. Некоторые состояния, такие как диабет, голодание, алкоголизм могут вызывать снижение фосфора в организме.
Аналогичная ситуация может быть вызвана состояниями, затрудняющими всасывание питательных веществ, такими как болезнь Крона и глютеновая болезнь.
Снижение количества фосфора в организме может быть также вызвано некоторыми лекарственными препаратами, такими как антациды и диуретики.
Симптомы дефицита фосфора: потеря аппетита, беспокойство, боли в костях, хрупкость костей, снижение подвижности суставов, хроническая усталость, перебои дыхания, раздражительность, слабость и резкие изменения веса. У детей может наблюдаться замедление роста, плохое развитие костей и зубов.
Избыточное содержание фосфора в организме встречается чаще чем дефицит и вызывает большее беспокойство. Повышенное содержание фосфора обычно вызвано заболеванием почек, потреблением фосфор-содержащих продуктов или недостатком в питании кальция.
Некоторые исследования обнаруживают связь между повышенным потреблением фосфора и риском сердечно-сосудистых заболеваний.
Проблема увеличения содержания фосфора в организме может быть обусловлена перемещением фосфата из клеток в кровь. Это может происходить в случае следующих состояний:
· разрушение красных кровяных клеток (гемолиз)
· повышенная кислотность организма (острый ацидоз)
· разрушение мышечных клеток (рабдомиолиз)
Изредка, повышение содержания фосфора может быть вызвано чрезмерным потреблением витамина D, который увеличивает всасываемость фосфора из тонкого кишечника.
Важно отметить, что и дети могут иметь повышенное содержание фосфора в крови чем взрослые.
При повышенном потреблении фосфора в организме сразу возрастает необходимость в повышенном потреблении кальция. Для поддержания необходимой плотности костной ткани и профилактики остеопороза необходимо сохранять определенное равновесие между кальцием и фосфором.
Фосфаты (фосфор) используются в медицине в следующих случаях:
· Гипофосфатемия (низкое содержание фосфора в организме)
· Гиперкальциемия (высокий уровень кальция в крови)
· Камни в почках, содержащие кальций
Эти состояния требуют наблюдения врачом.
Фосфаты также используются в слабительных клизмах. Большинство людей получают фосфаты из продуктов питания.
Те кто занимаются тяжелой атлетикой используют добавки с фосфатами перед соревнованиями или тяжелыми упражнениями для снижения мышечной боли и усталости. Хотя, достоверно неизвестно, насколько это помогает или увеличивает выносливость.
10. 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. В состав зубной эмали входит фторапатит. 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.
Токсикология элементарного фосфора:
· Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). 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, тлеющий белый фосфор даёт 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 сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении -- промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, 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.
Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества - зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.
Заключение
И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.
Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.
Список использованной литературы
1. Ф.Г.Фельдман, Г.Е.Рудзитис. ХИМИЯ. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. - М., 5-е издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997.
2. ХИМИЯ. Справочные материалы. Под ред.Ю.Д.Третьякова, - М., ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984.
3. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. - М.: Просвещение, 2012.
4. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. -- М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. -- Т. 5.
5. Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., - М., 1963.
6. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. - М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2011.
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 25.11.2015История 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 11.04.2014Фосфор 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 18.03.2009Характеристика 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 — 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 11.04.2014Нахождение 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 27.04.2016Аллотропичные 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 11.12.2011История открытия и способов приготовления фосфора. Его распространенность в земной коре, сферы применения и значение. Электронная конфигурация атома и аллотропная модификация элемента. Химическая активность и ядовитость белого, желтого и красного фосфора.
презентация [864,3 K], добавлен 20.10.2013Строение 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 18.12.2013
