Фосфор и его соединения

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Историческая справка

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»).

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.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в. То, что фосфор -- простое вещество, доказал Лавуазье.

фосфор химический молекула оксид

2. Нахождение в природе

Фосфор в чистом виде в природе не встречается, так как он является химически активным элементом. В виде соединений широко распространен, составляет около 0,1% земной коры по массе. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит , фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений.

3. Общая характеристика элемента

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15

N(p⁺)=15

N(n°) =16

N(з) =15

высшая степень окисления = +5

низшая степень окисления = -3

4. Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три наиболее изучены.

Белый фосфор:

бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте;

его плотность 1,83 г/;

не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде;

характерный чесночный запах;

температура плавления 44°С;

ядовит.

Красный фосфор:

тёмно-красного цвета;

без запаха;

в воде и сероуглероде не растворяется;

температура воспламенения 260°С;

плотность 2,3 г/;

не ядовит.

Чёрный фосфор:

похож на графит;

жирный на ощупь;

плотность 2,7 г/;

чёрное вещество с металлическим блеском;

Химические свойства

I. Взаимодействие с простыми веществами:

1. С металлами - окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca >

2. С неметаллами - восстановитель:

2P + 3S >

2P + 5 > 2P

3. С водородом практически не соединяется, но разложением некоторых фосфидов водой по реакции может быть получен фосфористый водород (фосфин) -- РH_3:

+ 6 > 2P 3Ca

4. С кислородом:

А) с избытком кислорода:

4P + 5 >

Б) при медленном окислении или при недостатке кислорода:

4P + 3 >

II. Взаимодействие с водой:

8P + 12 > 5РH₃ +

III. Взаимодействие со щелочами:

4P + 3KOH > РH₃ + 3K(РH₂₂)

5. Способы получения

Исходным материалом для заводского получения фосфора служит средняя фосфорнокислая соль . На фосфорных заводах она обыкновенно превращается в кислую соль Са (H2РО4)2, которая затем смешивается с углем и подвергается прокаливанию; при этом Са (Н₂РО₄)₂ сначала выделяет воду и переходит в метафосфорнокислую соль:

Ca(H₂PO₄)₂ > Ca(PO₃)₂ + 2H₂O,

а последняя уже восстановляется углем:

3Са(РО₃)₂ + 10С > С₄ + Са₃(РО₄)₂ + 10СО.

Как видно из приведенного уравнения разложения, этим путем можно выделить самое большее, 2/3 всего имеющегося фосфора, и 1/3 его остается в отбросе. Чтобы устранить этот недостаток, по предложению Вёлера в реакцию вводят еще кремнезем:

2Ca(PO₃)₂ + 2SiO₂ + 10C > P₄ + 2CaSiO₃ + 10CO,

но тогда операция требует такой высокой температуры, которая экономично может быть получаема только в электрических печах.

6. Важнейшие соединения

Оксид фосфора (V):

P₂O₅ или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P₄O₁₀. Фосфорный ангидрид поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P₂O₅ образуется несколько типов фосфорных кислот: ортофосфорная, дифосфорная, а также группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора. При взаимодействии P₂O₅ с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO₃:

P₄O₁₀ + 2H₂O > 4НРO₃

а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄:

НРO₃ + H₂O > H₃PO₄

Оксид фосфора (III):

P₂O₃ - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, тпл 23,8° С. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P₄O₆(приложение 2). С водой образует фосфористые кислоты.

Ортофосфористая кислота:

H₃PO₃ - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Особенность - только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:

H₃PO₃ + H₂O > H₃PO₄ + H₂

Фосфиновая кислота:

H₃PO₂ - бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH)₂ или Ba(OH)₂. Образовавшийся гипофосфит кальция, обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.

Трихлорид фосфора:

PCl₃ - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl₃.

Пентахлорид фосфора:

PCl₅ - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Твозг 159° С.

Получается при взаимодействии PCl₃ с хлором или S₂Cl₂:

3PCl₃ + S2Cl2 > PCl₅ + 2PSCl₃

Водородные соединения: фосфористый водород:

РН₃(фосфин) - бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P₂H₄) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение:

4Р + 3КОН + 3Н₂O > РН3 + 3КН₂РO₂

При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:

6Р+4КОН + 4Н₂O > Р₂Н₄ + 4КН₂РO₂

2Р + 2КОН + 2Н₂O > Н₂ + 2КН₂РO₂

Главный потребитель фосфора - сельское хозяйство. Большое количество всего получаемого фосфора используется для производства фосфорных удобрений: фосфоритной муки, простых и двойных суперфосфатов, комплексных азотно-фосфорных удобрений. Широко используется фосфор в производстве синтетических моющих средств, фосфатных стёкол, для обработки и крашения натуральных и синтетических волокон. В медицине препараты фосфора применяются в качестве лекарственных средств.

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.

Красный фосфор применяется при изготовлении спичек. Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO₃. 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.

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

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·CaF₂. 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.

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, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды.

Список используемых источников

1. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001.

2. Новошинский И.И. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. Заведений. - 8-е изд..2013

Размещено на Allbest.ru