Фосфор та її соединения

РефератДопомога в написанніДізнатися вартістьмоєї роботи

Фосфор та її соединения (реферат, курсова, диплом, контрольна)

Развилковская середня школа з поглибленим вивченням окремих предметов.

Екзаменаційний реферат по хімії на тему:

«Фосфор та її соединения».

Виконала Буточкина Оля.

учениця 9 «буд» класса.

Прийняла Гилязетдинова Майя Ивановна.

Москва,.

2002 г.

План: |Запровадження… |3 | |Історія розвитку фосфору… |3 | |Природні з'єднання та отримання фосфору… |4 | |Хімічні властивості… |4 | |Аллотропные зміни… |5 | |а) білий… |6 | |б) червоний… |7 | |в) чорний… |7 | |Оксиди фосфору… |7 | |Ортофосфорная кислота… |9 | |Ортофосфаты… |11 | |Фосфор в людини… |11 | |Сірники… |12 | |Фосфорні добрива… |12 | |Укладання… |14 | |1. Значення фосфору… |14 | |2. Застосування фосфору… |15 | |Список використовуваної літератури… |17 |.

П’ята група Періодичній системи включає два типових елемента азот і фосфор — і підгрупи миш’яку і ванадію. Між перших вражень і другим типовими елементами спостерігається значна різниця в свойствах.

У стані простих речовин азот — газ, а фосфор — тверду речовину. Ці дві речовини отримали велику сферу застосування, хоча коли азот уперше був в виділено із повітря його вважали шкідливим газом, але в продажу фосфору вдавалося заробити дуже багато грошей (в фосфорі цінували його спроможність світиться в темноте).

Історія відкриття фосфора.

За іронією долі фосфор відкривався кілька разів. Причому щоразу отримували його з … сечі. Є нагадування про те, що арабський алхімік Альхильд Бехиль (XII століття) відкрив фосфор при перегонці сечі в суміші з глиною, вапном і вугіллям. Проте датою відкриття фосфору вважається 1669 рік. Гамбурзький алхимик-любитель Хеннінг Бранд, розорений купець, мріяла з допомогою алхімії поліпшити справи, піддавав обробці самі різноманітні продукти. Припускаючи, що фізіологічні продукти можуть утримувати «первинну матерію», вважалася основою філософського каменю, Бранд зацікавився людської мочей.

Він зібрав близько тонни сечі з солдатських казарм і выпаривал до освіти сиропообразной рідини. Цю рідина його знову дистилював і отримав важкий червоне «уринное олію», яке перегонялось з освітою твердого залишку. Нагріваючи останній, без доступу повітря, він зауважив освіту білого диму, оседавшего на стінках судини й ентузіазму яскраво светившего у темряві. Бранд назвав отримана ним речовина фосфором, що у перекладі із грецької означає «светоносец».

Декілька років «рецепт приготування» фосфору зберігався в найсуворішому секреті і він відомий лише кільком алхімікам. Втретє фосфор відкрив Р. Бойль в 1680 году.

У дещо модифікованій формі старовинний метод отримання фосфору використано і в XVIII столітті: нагріванню піддавали суміш сечі з оксидом свинцю (PbO), кухонної сіллю (NaCl), поташом (K2CO3) і вугіллям (З). Лише 1777 року К. В. Шееле заробив спосіб отримання фосфору з рогу і кісток животных.

Природні з'єднання та отримання фосфора.

По поширеності в земної корі фосфор випереджає азот, сірку і хлор. На відміну від азоту фосфор, через велике хімічної активності зустрічається у природі лише у вигляді сполук. Найважливіші мінерали фосфору — апатит Са5Х (РО4)3 (Х — фтор, рідше хлор і гидрооксильная група) і фосфорит основою якого є Са3(РО4)2. Найбільше родовище апатитів перебуває в Кольському півострові, у районі Хибинских гір. Поклади фосфоритів перебувають у гір Каратау, в Московської, Калузької, Брянській областях та інших місцях. Фосфор входить до складу деяких білкових речовин, які у генеративних органах рослин, в нервових і кісткових тканинах організмів тварин і людини. Особливо багаті фосфором мозкові клетки.

Нині фосфор роблять у електричних печах, відновлюючи апатит вугіллям у присутності кремнезема:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C (3CaSiO3+5CO (+P2(.

Пари фосфору нині температурі майже зовсім складаються з молекул Р2, які за охолодженні конденсуються в молекули Р4.

Хімічні свойства.

Електронна конфігурація атома фосфора.

1S22S22P63S23P33d0.

Зовнішнє електронний шар містить 5 електронів. Наявністю трьох неспаренных електронів осіб на зовнішньому енергетичному рівні пояснює те, що нормального, невозбужденном стані валентність фосфору дорівнює 3.

На третьому енергетичному рівні є вакантні осередки dорбиталей, тому під час переходу в порушена стан 3S-электроны будуть роз'єднуватися, переходити на d подуровень, що призводить до утворення 5-ти неспаренных элементов.

Отже, валентність фосфору в порушену стані дорівнює 5.

У з'єднаннях фосфор зазвичай виявляє ступінь окислення +5, рідше +3, -3. 1. Реакції з кислородом:

4P0 + 5O2 [pic] 2P2+5O5.

(за браку кисню: 4P0 + 3O2 [pic]2P2+3O3) 2. З галогенами і серой:

2P0 + 3Cl2 (2P+3Cl3.

P0 + 5S [pic]P2+5S5 (галогениды фосфору легко розкладаються водою, например:

PCl3 + 3H2O (H3PO3 + 3HCl.

PCl5 + 4H2O (H3PO4 + 5HCl) 3. З азотної кислотой:

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O (3H3P+5O4 + 5N+2O 4. З металами утворює фосфиды, у яких фосфор виявляє ступінь окислення — 3:

2P0 + 3Mg (Mg3P2−3 (фосфід магнію легко розкладається водою Mg3P2 + 6H2O (3Mg (OH)2 + 2PH3 (фосфин)).

3Li + P (Li3P-3 5. З щелочью:

4P + 3NaOH + 3H2O (PH3 + 3NaH2PO2 У реакціях (1,2,3) — фосфор постає як восстановитель, у реакції (4) — як; реакція (5) — приклад реакції диспропорционирования.

Фосфор може бути як восстановителем, і окислителем.

Аллотропные изменения.

У вільному стані фосфор утворює кілька аллотропных видозмін. Це тим, що атоми фосфору здатні, взаємно з'єднуючись, утворювати кристалічні грати різного типа.

Таблиця 1.

Біла модифікація фосфору, получающаяся при конденсації парів, має молекулярну кристалічну грати, в вузлах якої дислоковані молекули Р4 (мал.1). Через слабкості межмолекулярных сил білий фосфор летучий, легкоплавок, ріжеться ножем і розчиняється в неполярных розчинниках, наприклад, у сероуглероде. Білий фосфор дуже реакционноспособное речовина. Він енергійно взаємодіє зі киснем, галогенами, сірою економікою та металами. Окислювання фосфору надворі супроводжується разогреванием і світінням. Тому білий фосфор зберігають під водою, з якою не реагує. Білий фосфор дуже токсичен.

Близько 80% від України всього виробництва білого фосфору йде синтез чистої ортофосфорной кислоти. Вона, у своє чергу використовується щоб одержати полифосфатов натрію (їх застосовують зниження жорсткості питної води) і харчових фосфатів. Що Залишилося частина білого фосфору витрачається до створення дымообразующих речовин і запалювальних смесей.

Техніка безпеки. У виробництві фосфору та її сполук потрібно дотримання особливі заходи обережності, т.к. білий фосфор — сильний отрута. Тривала робота у атмосфері білого фосфору можуть призвести до захворювання кісткових тканин, випаданню зубів, омертвению ділянок щелеп. Воспламеняясь, білий фосфор викликає хворобливі, так важко заживающие опіки. Зберігати білий фосфор слід під водою, в герметичних посудинах. Палаючий фосфор гасять двоокисом вуглецю, розчином CuSO4 чи піском. Обоженную шкіру слід промити розчином KmnO4 чи CuSO4. Протиотрутою при отруєння фосфором є 2%-ый розчин CuSO4.

При тривалому зберіганні, і навіть при нагріванні білий фосфор переходить в червону модифікацію (вперше його отримали лише 1847 року). Назва червоний фосфор належить відразу до кількох модифікаціям, різняться по щільності і забарвленні: вона коштує від помаранчевої до темно-червоною і навіть фіолетовою. Усі різновиду червоного фосфору нерозчинні в органічних розчинниках, і, порівняно з білим фосфором вони менш реакционноспособны і мають полімерне будова: це тетраэдры Р4, пов’язані друг з одним в нескінченні ланцюга (рис.2).

Червоний фосфор застосовується в металургії, виробництві напівпровідникових матеріалів і ламп розжарювання, використовують у сірниковому производстве.

Найбільш стабільної модифікацією фосфору є чорний фосфор. Його отримують аллотропным перетворенням білого фосфору при t=2200C і підвищеним тиском. За зовнішнім виглядом воно схоже на графіт. Кристалічна структура чорного фосфору шарувата, що складається з гофрованих верств (рис.3). Чорний фосфор — це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні без доступу повітря він, як і червоний, перетворюється на пар, з яких вони вбирають в білий фосфор.

Оксид фосфору (V).

P2+5O5 Фосфорний ангідрид (оксид фосфору (V)).

Білі кристали, t0пл.= 5700С, t0кип.= 6000C, (= 2,7 г/см3. Має кілька модифікацій. У парах складається з молекул P4H10, дуже гигроскопичен (використовують як осушувач газів і жидкостей).

Получение.

4P + 5O2 (2P2O5.

Хімічні свойства.

Усі хімічні властивості кислотних оксидів: реагує із жовтою водою, основними оксидами і лугами 1) P2O5 + H2O (2HPO3 (метафосфорная кислота).

P2O5 + 2H2O (H4P2O7 (пирофосфорная кислота).

P2O5 + 3H2O (2H3PO4 (ортофосфорная кислота).

2) P2O5 + 3BaO (Ba3(PO4)2.

Залежно від життя луги утворює середні і кислі соли:

[pic].

[pic] гидрофосфат натрия.

[pic] дигидрофосфат натрия.

Завдяки виняткової гигроскопичности оксид фосфору (V) використовують у лабораторної і промислової техніці як осушающего і дегидратирующего кошти. З власного осушающему дії він переважає всі інші речовини. Від безводній хлорним кислоти віднімає хімічно пов’язану воду із заснуванням її ангидрида:

[pic].

Ортофосфорная кислота. Відомо кілька кислот, містять фосфор. Найважливіша з них — ортофосфорная кислота Н3РО4 (Рис.5).

Безводна ортофосфорная кислота є світлі прозорі кристали, при кімнатної температурі расплывающиеся надворі. Температура плавлення 42,350С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-яких концентраций.

Ортофосфорной кислоті відповідає наступна структурна формула:

АЛЕ ОН.

Р.

Про ОН.

У лабораторії ортофосфорную кислоту отримують окисленням фосфору 30%-ной азотної кислотой:

[pic].

У промисловості ортофосфорную кислоту отримують двома шляхами: экстракционным і термическим.

1. У основі экстракционного методу лежить обробка подрібнених природних фосфатів сірчаної кислотой:

[pic].

Ортофосфорная кислота потім отфильтровывается і концентрується упариванием.

2. Термічний метод полягає у відновленні природних фосфатів до вільного фосфору з наступним його спалюванням до Р4О10 і розчиненням справи до воді. Вироблена у цій методу ортофосфорная кислота характеризується вищої чистотою та підвищеної концентрацією (до 80% массовых).

Фізичні властивості. Ортофосфорная кислота — тверде, безкольорове, кристалічний речовина, добре розчинне в воде.

Хімічні властивості ортофосфорной кислоти представлені у табл.2:

Таблиця 2.

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота утворює три низки солей. Якщо позначити атоми металів літерами Me, можна зобразити загалом склад її солей (табл.3).

Таблиця 3.

Хімічні формули ортофосфатов, містять металлы.

Замість одновалентного металу у склад молекул ортофосфатов може входити група амонію: (NH4)3PO4 — ортофосфат аммония;

(NH4)2HPO4—гидроортофосфат амонію; NH4H2PO4 — дигидро-ортофосфат аммония.

Ортофосфаты і гидроортофосфаты кальцію і амонію широко використав ролі добрив, ортофосфат і гидроортофосфат натрію — для осадження з води солей кальция.

Фосфор в організмі человека.

У тілі людини масою 70 кг. Утримується близько 780 р. фосфору. У нинішньому вигляді фосфатів кальцію фосфор є у кістках людини і тварин. Входить він і склад білків, фосфоліпідів, нуклеїнових кислот; сполуки фосфору беруть участь у енергетичному обміні (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Щоденна потреба організму людини в фосфорі становить 1,2 р. Основне його кількість ми споживаємо з молоком і хлібом (м. хліба міститься приблизно 200 мг. фосфору). Найбільш багаті фосфором риба, квасоля і пояснюються деякі види сыра.

Цікаво, що з правильного харчування необхідно дотримуватися баланс між кількістю споживаного фосфору і кальцієм: оптимальне співвідношення у тих елементах їжі становить 1,5(1. Надлишок багатою фосфором їжі призводить до вимивання кальцію з кісток, а при надлишку кальцію розвивається сечокам’яна болезнь.

Спички.

Запальна поверхню сірникової коробки покрита сумішшю червоного фосфору і порошку скла. До складу сірникової голівки входять окислювачі (PbO2, KСlO3, BaCrO4) і відновники (P.S, Sb2S3). При терті від запальною поверхні суміш, нанесена на сірник, воспламеняется:

[pic].

Перші фосфорні сірники — з голівкою з білого фосфору — було створено лише 1827 р. Такі сірники спалахували при терті про будь-яку поверхню, що нерідко зумовлювало пожеж. З іншого боку, білий фосфор дуже уїдливий. Описано випадки отруєння фосфорними сірниками як через необережне поводження, і із єдиною метою самогубства: на те дуже було з'їсти кілька сірникових головок. Саме тому змінюють фосфорним спичкам прийшли безпечні, які вірно служать нас і по сьогодні. Промислового виробництва безпечних сірників почалося Швеції в 60-х рр. XIX века.

Фосфорні удобрения.

Мінеральні добрива — джерело різних поживних елементів для рослин i властивостей грунту, насамперед азоту, фосфору і калію, та був кальцію, магнію, сірки, железа.

Фосфор входить до складу багатьох органічних сполук, у рослинах. Фосфорне харчування регулює зростання та розвитку растений.

Сировиною для фосфорних добрив, фосфору та знищення всіх фосфорних сполук служать апатитовые і фосфоритовые руди. Склад апатитів частіше всього виражається формулою Са5(РО4)3 °F (фторапатит). Фосфорити від фторапатитов тим, що мені замість іонів Fмістяться іони ВІНчи [pic]. Фосфорити зазвичай містять більше домішок, ніж фторапатит.

У дореволюційної Росії було відомий і розроблялися лише малопотужні родовища фосфоритів низьку якість. Тому подією величезного народногосподарського значення було відкриття 20-х роках родовища апатиту на Кольському півострові в Хибинах. Тут побудована велика збагачувальна фабрика, яка розділяє видобуту гірську породу на концентрат із високим вмістом фосфору і домішки — «нефелиновые хвости», використовувані для алюмінію, соди, поташу і цемента.

Потужні родовища фосфоритів відкриті Південному Казахстані, серед стосів Каратау.

Найдешевше фосфорне добриво — це тонко подрібнений фосфорит — фосфоритне борошно. Фосфор міститься у нею вигляді нерастворимого у питній воді фосфату кальцію Са3(РО4)2. Тому фосфорити засвоюються не усіма рослинами й не всіх грунтах. Основний масив видобутих фосфорних руд переробляють хімічними методами в речовини, доступні всім рослинам на будь-який грунті. Це водорозчинні фосфати кальция:

Подвійний суперфосфат (колір і зовнішній вигляд подібний з простим суперфосфатом — сірий дрібнозернистий порошок).

Виходить при дії природний фосфат фосфорної кислоты:

[pic].

У порівняні з простим суперфосфатом не містить СаSО4 і є значно концентрованим добривом (містить до 50% Р2О5).

Преципитат — містить 35−40% Р2О5.

Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти розчином гидроксида кальция:

[pic].

Застосовується на кислих почвах.

Амофос — складне добриво, що містить азот (до 15% N) і фосфор (до 58% Р2О5) як NH4H2PO4 і (NH4)2HPO4. Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти аммиаком.

Раніше у впродовж понад 100 років у ролі фосфорного добрива широко приписували званий простий суперфосфат, що утворюється при дії сірчаної кислоти природний фосфат кальция:

[pic].

І тут в реакцію з фосфатом кальцію вступає щодо менше сірчаної кислоти, аніж за отриманні потім із нього фосфорної кислоти. Виходить суміш дигідрофосфату кальцію і сульфату кальцію. Це добриво з масової часткою Р2О5 не вище 20%. Зараз простий суперфосфат виробляється у порівняно невеликих масштабах на раніше побудованих заводах.

Приклади фосфорних добрив дано у табл.4.

Таблиця 4.

Укладання 1. Значення фосфора.

Фосфорна кислота має значення як із найважливіших компонентів живлення рослин. Фосфор використовується рослинами для побудови своїх самих життєво важливих частин — насіння ріпаку і плодов.

Похідні ортофосфорной кислоти конче потрібні як рослинам, а й тваринам. Кістки, зуби, панцири, пазурі, голки, шипи в багатьох живих організмів складаються, переважно, з ортофосфата кальцію. З іншого боку, ортофосфорная кислота, створюючи різні з'єднання з органічними речовинами, активну участь у процесах обміну речовин живого організму з навколишнім середовищем. Внаслідок цього похідні фосфору зберігають у кістках, мозку, крові, в м’язових та сполучних тканинах організмів людини і тварин. Як багато ортофосфорной кислоти у складі нервових (мозкових) клітин, що дозволило А.Є. Ферсману[1], відомому геохимику, назвати фосфор «елементом думки ». Дуже негативно (захворювання тварин рахітом, недокрів'я, та інших.) б'є по стан організму зниження вмісту у раціоні харчування сполук фосфору або уведення в неусвояемой формі. 2. Застосування фосфора.

Застосовують ортофосфорную кислоту нині доволі. Основним її споживачем служить виробництво фосфорних і комбінованих добрив. Для цього щорічно видобувається в усьому світі фосфоросодержащей руди близько 100 млн. т. Фосфорні добрива як сприяють поліпшенню врожайності різних сільськогосподарських культур, а й надають рослинам зимостійкість і опірність іншим несприятливим кліматичних умов, створюють умови до швидшого дозрівання врожаю районах з коротким вегетативним періодом. Вони також сприятливо діють на грунт, сприяючи її структурування, розвитку ґрунтових бактерій, зміни розчинності інших які у грунті речовин та придушенню деяких які виникають шкідливих органічних веществ.

Чимало ортофосфорной кислоти споживає харчова промисловість. Річ у тому, що у смак разбавленная ортофосфорная кислота дуже приємна і невеликі її добавки в мармелади, лимонадів і сиропи помітно покращують їх смакові якості. Цим самим властивістю мають і пояснюються деякі солі фосфорної кислоти. Гидрофосфаты кальцію, наприклад, з давніх-давен входить у хлібопекарні порошки, поліпшуючи смак булочок і хлеба.

Цікаві й інші застосування ортофосфорной кислоти у промисловості. Наприклад, зазначалося, що просочування деревини самої кислотою і його солями роблять дерево негорючим. І на цій основі зараз виробляють огнезащитные фарби, негорючие фосфодревесные плити, азбестовий фосфатне пінопласт і інші будівельні материалы.

Різні солі фосфорної кислоти широко застосовують у багатьох галузях промисловості, у будівництві, різних галузях техніки, в комунальному господарство і побуті, захисту від радіації, для умягчения води, боротьби з котельної накипом і виготовлення різних миючих средств.

Фосфорна кислота, конденсированные кислоти і дегидротированные фосфати служать каталізаторами у процесах дегидратирования, алкилирования і полімеризації углеводородов.

Особливе останнє місце посідають фосфорорганические сполуки як экстрагенты, пластифікатори, мастильні речовини, присадки до пороху і абсорбенты в холодильних установках. Солі кислих алкилфосфатов використовують як поверхнево-активні речовини, антифризы, спеціальні добрива, антикоагулянти латексу та інших. Кислі алкилфосфаты застосовують для экстракционной переробки урановорудных щелоков.

Список використаної литературы:

1. Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис. ХІМІЯ. Підручник для 9 класу загальноосвітніх установ. — М., 5-те видання, ПРОСВЕЩЕНИЕ,.

1997.

2. ХІМІЯ. Довідкові матеріали. Під ред.Ю. Д. Третьякова, — М.,.

ПРОСВІТНИЦТВО, 1984.

3. ХІМІЯ. Довідник школяра, — М., 1995.

4. ХІМІЯ. Енциклопедія для дітей. Том 17, АВАНТА, 2000.

5. Везер В.-Дж., Фосфор та його сполуки, перекл. з анг., — М., 1963.

6. Інтернет: internet.

———————————- [1] Ферсман Олександре Євгеновичу [27.10 (8.11).1883, Петербург, — 20.5.1945, Сочі], радянський геохімік і мінералог, академік АН СРСР (1919). Учень У. І. Вернадского.

Показати весь текст

Заповнити форму поточною роботою