Фосфор и его соединения 2

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

ВведениеПятая 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 (K₂CO₃) 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 Са₅Х(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 фосфора1S²2S²2P⁶3S²3P³3d⁰Наружный 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 d 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⁺⁵O₅(при недостатке кислорода: 4P⁰ + 3O₂2P₂⁺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⁺²O4. 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^-35. Со щелочью:4P + 3NaOH + 3H₂O ® PH₃­ + 3NaH₂PO₂В 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	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 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=220⁰C 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) 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, t⁰_пл.= 570⁰С, t⁰_кип.= 600⁰C, r = 2,7 г/см³. Имеет несколькомодификаций. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, оченьгигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение

4P + 5O₂ ® 2P₂O₅

Химические свойства

Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основнымиоксидами и щелочами1) P₂O₅ + H₂O ®2HPO₃ (метафосфорная кислота) P₂O₅ + 2H₂O ® H₄P₂O₇ (пирофосфорная кислота) P₂O₅ + 3H₂O ® 2H₃PO₄ (ортофосфорная кислота)2) P₂O₅ + 3BaO ® Ba₃(PO₄)₂В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые соли:гидрофосфат натриядигидрофосфат натрияБлагодаря 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 Н₃РО₄ (Рис.5).Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы,при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления42,35⁰С. 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 Р₄О₁₀ 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
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 группааммония: (NH₄)₃PO₄ - ортофосфат аммония;(NH₄)₂HPO₄—гидроортофосфат аммония; NH₄H₂PO₄ – 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, Sb₂S₃). 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)₃F (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% Р₂О₅).Преципитат – содержит 35-40% Р₂О₅.Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:Применяется на кислых почвах.Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58%Р₂О₅) в виде NH₄H₂PO₄ и(NH₄)₂HPO₄. 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 Р₂О₅ 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

Заключение1. Значение фосфораФосфорная 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/