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 |
Введение
Пятая 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 (K2
CO3
) 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 Са5
Х(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 фосфора1S2
2S2
2P6
3S2
3P3
3d0
Наружный 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
+5
O5
(при недостатке кислорода: 4P0
+ 3O2
2P2
+3
O3
)2. С галогенами и серой:2P0
+ 3Cl2
® 2P+3
Cl3
P0
+ 5S
P2
+5
S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:PCl3
+ 3H2
O ® H3
PO3
+ 3HCl
PCl5
+ 4H2
O ® H3
PO4
+ 5HCl)
3. С азотной кислотой:3P0
+ 5HN+5
O3
+ 2H2
O ® 3H3
P+5
O4
+ 5N+2
O
4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления- 3:2P0
+ 3Mg ® Mg3
P2
-3
(фосфид магния легко разлагается водой Mg3
P2
+ 6H2
O ® 3Mg(OH)2
+ 2PH3
(фосфин))3Li + P ® Li3
P-3
5. Со щелочью:4P + 3NaOH + 3H2
O ® PH3
+ 3NaH2
PO2
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.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
,
0
C
|
Tкип
,
0
C
|
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=2200
C 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) P4
O10
(Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2
O5
. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора. |
 |
P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))
Белые кристаллы, t0
пл.
= 5700
С, t0
кип.
= 6000
C, r = 2,7 г/см3
. Имеет несколькомодификаций. В парах состоит из молекул P4
H10
, оченьгигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).Получение
4P + 5O2
® 2P2
O5
Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основнымиоксидами и щелочами1) P2
O5
+ H2
O ®2HPO3
(метафосфорная кислота)
P2
O5
+ 2H2
O ® H4
P2
O7
(пирофосфорная кислота)
P2
O5
+ 3H2
O ® 2H3
PO4
(ортофосфорная кислота)
2) P2
O5
+ 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 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 Н3
РО4
(Рис.5).Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы,при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления42,350
С. 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 Р4
О10
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 |
| Ме3
РО4
|
Ортофосфаты
Ме3
(РО4
)2
|
Ме3
РО4
|
| Ме2
НРО4
|
Гидроортофосфаты
МеНРО4
|
Ме2
(НРО4
)3
|
| МеН2
РО4
|
Дигидроортофосфаты
Ме(Н2
РО4
)2
|
Ме(Н2
РО4
)3
|
Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группааммония: (NH4
)3
PO4
- ортофосфат аммония;(NH4
)2
HPO4
—гидроортофосфат аммония; NH4
H2
PO4
– 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, Sb2
S3
). 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
)3
F (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% Р2
О5
).Преципитат
– содержит 35-40% Р2
О5
.Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:
Применяется на кислых почвах.Аммофос –
сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58%Р2
О5
) в виде NH4
H2
PO4
и(NH4
)2
HPO4
. 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 Р2
О5
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 |
|
Заключение
1. Значение фосфора
Фосфорная 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/ |
