Фосфор і його сполуки
Екзаменаційний реферат з хімії виконала Буточкіна Оля. учениця 9 «д» класу
Развілковская середня школа з поглибленим вивченням окремих предметів
П'ята група періодичної системи включає два типових елемента азот і фосфор - і підгрупи миш'яку і ванадію. Між першим і другим типовими елементами спостерігається значне розходження у властивостях.
У стані простих речовин азот - газ, а фосфор - тверда речовина. Ці дві речовини отримали велику область застосування, хоча коли азот вперше був виділений з повітря його вважали шкідливим газом, а на продажу фосфору вдавалося заробити велику кількість грошей (у фосфорі цінували його здатність світиться в темряві).
Історія відкриття фосфору
За іронією долі фосфор відкривався кілька разів. Причому щоразу отримували його з ... сечі. Є згадки про те, що арабський алхімік Альхільд Бехіль (XII століття) відкрив фосфор при перегоні сечі в суміші з глиною, вапном і вугіллям. Проте датою відкриття фосфору вважається 1669 рік. Гамбурзький алхімік-любитель Хеннінг Бранд, що розорився купець, який мріяв за допомогою алхімії поправити свої справи, піддавав обробці найрізноманітніші продукти. Припускаючи, що фізіологічні продукти можуть містити «первинну матерію», вважалася основою філософського каменю, Бранд зацікавився людської сечею.
Він зібрав близько тонни сечі з солдатських казарм і випарювали її до утворення сиропообразной рідини. Цю рідину він знову дистилював і отримав важке червоне «Урін масло», яке переганялося з утворенням твердого залишку. Нагріваючи останній, без доступу повітря, він зауважив освіту білого диму, оседавшего на стінках посудини і яскраво світив у темряві. Бранд назвав отримане ним речовина фосфором, що в перекладі з грецького означає «светоносец».
Кілька років «рецепт приготування» фосфору зберігався в найсуворішому секреті і був відомий лише декільком алхімікам. Втретє фосфор відкрив Р. Бойль в 1680 році.
В дещо модифікованому вигляді старовинний метод отримання фосфору використовували і в XVIII столітті: нагріванню піддавали суміш сечі з оксидом свинцю (PbO), кухонною сіллю (NaCl), поташом (K 2 CO 3) і вугіллям (C). Лише 1777 році К.В.Шееле заробив спосіб отримання фосфору з рогу і кісток тварин.
Природні сполуки та отримання фосфору
За поширеністю в земній корі фосфор випереджає азот, сірку і хлор. На відміну від азоту фосфор, через велику хімічну активність зустрічається в природі тільки у вигляді сполук. Найбільш важливі мінерали фосфору - апатит Са5Х (РО4) 3 (Х - фтор, рідше хлор і гидрооксильная група) і фосфорит основою якого є Са3 (РО4) 2. Найбільше родовище апатитів знаходиться на Кольському півострові, в районі Хибинских гір. Поклади фосфоритів знаходяться в районі гір Каратау, в Московській, Калузькій, Артемівської областях і в інших місцях. Фосфор входить до складу деяких білкових речовин, що містяться в генеративних органах рослин, в нервових і кісткових тканинах організмів тварин і людини. Особливо багаті фосфором мозкові клітини.
В наші дні фосфор виробляють в електричних печах, відновлюючи апатит вугіллям у присутності кремнезему:
Ca3 (PO4) 2 + 3SiO2 + 5C ® 3CaSiO3 + 5CO + P2.
Пари фосфору при цій температурі майже повністю складаються з молекул Р2, які при охолодженні конденсуються в молекули Р4.
Електронна конфігурація атома фосфору
Зовнішній електронний шар містить 5 електронів. Наявністю трьох неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні пояснює те, що в нормальному, не збудженому стані валентність фосфору дорівнює 3.
Але на третьому енергетичному рівні є вакантні осередку d орбіталей, тому при переході в збуджений стан 3 S-електрон будуть роз'єднуватися, переходити на d підрівень, що призводить до утворення 5-ти неспарених елементів.
Таким чином, валентність фосфору в збудженому стані дорівнює 5.
У з'єднаннях фосфор зазвичай проявляє ступінь окислення +5, рідше +3, -3.
1. Реакції з киснем:
2. З галогенами і сіркою:
2P0 + 3Cl2 ® 2P + 3Cl3
(Галогеніди фосфору легко розкладаються водою, наприклад:
PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)
3. З азотною кислотою:
3P0 + 5HN + 5O3 + 2H2O ® 3H3P + 5O4 + 5N + 2O
4. З металами утворює Фосфіди, в яких фосфор проявляє ступінь окислення - 3:
2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3
(Фосфід магнію легко розкладається водою Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg (OH) 2 + 2PH3 (фосфін))
4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3 + 3NaH2PO2
В реакціях (1,2,3) - фосфор виступає як відновник, в реакції (4) - як окислювач; реакція (5) - приклад реакції диспропорціонування.
Фосфор може бути як відновлювачем, так і окислювачем.
У вільному стані фосфор утворює кілька аллотропних видозмін. Це пояснюється тим, що атоми фосфору здатні, взаємно з'єднуючись, утворювати кристалічні решітки різного типу.
Фізичні властивості фосфору
Графітоподібний структура. При нормальних умовах - напівпровідник, під тиском проводить електричний струм як метал
007.jpg "/> Біла модифікація фосфору, що виходить при конденсації пари, має молекулярну кристалічну решітку, в вузлах якої дислоковані молекули Р4 (рис.1). Через слабість міжмолекулярних сил білий фосфор летючий, легкоплавок, ріжеться ножем і розчиняється в неполярних розчинниках, наприклад в сероуглероде. білий фосфор дуже реакційно речовина. Він енергійно взаємодіє з киснем, галогенами, сіркою і металами. Окислення фосфору на повітрі супроводжується розігріванням і світінням. Тому білий фосфор зберігають під водою, з якої він не реагує. Білий фосфор дуже токсичний.
Близько 80% від всього виробництва білого фосфору йде на синтез чистої ортофосфорної кислоти. Вона в свою чергу використовується для отримання поліфосфатів натрію (їх застосовують для зниження жорсткості питної води) і харчових фосфатів. Частина, що залишилася білого фосфору витрачається для створення димоутворювальною речовин і запалювальних сумішей.
Техніка безпеки. У виробництві фосфору та його сполук потрібне дотримання особливих запобіжних заходів, тому що білий фосфор - сильна отрута. Тривала робота в атмосфері білого фосфору може призвести до захворювання кісткових тканин, випадання зубів, омертвіння ділянок щелеп. Запалюючись, білий фосфор викликає хворобливі, довго не загоюються опіки. Зберігати білий фосфор слід під водою, в герметичних судинах. Палаючий фосфор гасять двоокисом вуглецю, розчином CuSO 4 або піском. Обоженную шкіру слід промити розчином KmnO 4 або CuSO 4. Протиотрутою при отруєнні фосфором є 2% -ий розчин CuSO 4.
009.jpg "/> При тривалому зберіганні, а також при нагріванні білий фосфор переходить в червону модифікацію (вперше його отримали лише 1847 рік). Назва червоний фосфор належить відразу до декількох модифікацій, що розрізняються по щільності і забарвленні: вона коливається від помаранчевої до темно -Червоні і навіть фіолетовою. Всі різновиди червоного фосфору нерозчинні в органічних розчинниках, і в порівнянні з білим фосфором вони менш реакційноздатні та мають полімерне будову: це тетраєдри Р4, пов'язані один з одним в нескінченні ланцюга (рис.2).
Червоний фосфор застосовується в металургії, виробництві напівпровідникових матеріалів і ламп розжарювання, використовується в сірниковій виробництві.
011.jpg "/> Найбільш стабільною модифікацією фосфору є чорний фосфор. Його отримують алотропна перетворенням білого фосфору при t = 2200 C і підвищеним тиском. За зовнішнім виглядом він нагадує графіт. Кристалічна структура чорного фосфору шарувата, що складається з гофрованих шарів (рис.3 ). Чорний фосфор - це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні без доступу повітря він, як і червоний, переходить в пар, з якого вони вбирають в білий фосфор.
Оксид фосфору (V)
Фосфор утворює кілька оксидів. Найважливішим із них є оксид фосфору (V) P 4 O 10 (Рис.4). Часто його формулу пишуть в спрощеному вигляді - P 2 O 5. У структурі цього оксиду зберігається тетраедричну розташування атомів фосфору.
Замість одновалентного металу до складу молекул ортофосфатов може входити група амонію: (NH 4) 3 PO 4 - ортофосфат амонію;
(NH 4) 2 HPO 4-гідроортофосфат амонію; NH 4 H 2 PO 4 - дигідро-ортофосфат амонію.
Ортофосфати і гідроортофосфат кальцію і амонію широко використовують в якості добрив, ортофосфат і гідроортофосфат натрію - для осадження з води солей кальцію.
Фосфор в організмі людини
У тілі людини масою 70 кг. Міститься близько 780 м фосфору. У вигляді фосфатів кальцію фосфор присутній в кістках людини і тварин. Входить він і до складу білків, фосфоліпідів, нуклеїнових кислот; сполуки фосфору беруть участь в енергетичному обміні (аденізінтріфосфорная кислота, АТФ). Щоденна потреба людського організму у фосфорі становить 1,2 м Основне його кількість ми споживаємо з молоком і хлібом (в 100 г хліба міститься приблизно 200 мг. Фосфору). Найбільш багаті фосфором риба, квасоля і деякі види сиру.
Цікаво, що для правильного харчування необхідно дотримуватися балансу між кількістю споживаного фосфору і кальцієм: оптимальне співвідношення в цих елементах їжі становить 1,5 ¸ 1. Надлишок багатою фосфором їжі призводить до вимивання кальцію з кісток, а при надлишку кальцію розвивається сечокам'яна хвороба.
Запальна поверхню сірникової коробки покрита сумішшю червоного фосфору і порошку скла. До складу сірникової головки входять окислювачі (PbO 2, KСlO3, BaCrO 4) і відновники (S. Sb 2 S 3). При терті від запальною поверхні суміш, нанесена на сірник, запалюється:
Перші фосфорні сірники - з голівкою з білого фосфору - були створені лише 1827 р Такі сірники спалахували при терті про будь-яку поверхню, що нерідко призводило до пожеж. Крім того, білий фосфор дуже отруйний. Описані випадки отруєння фосфорними сірниками як через необережне поводження, так і з метою самогубства: для цього досить було з'їсти кілька сірникових головок. Ось чому на зміну фосфорним сірників прийшли безпечні, які вірно служать нам і до цього дня. Промислове виробництво безпечних сірників почалося в Швеції в 60-х рр. XIX століття.
Мінеральні добрива - джерело різних поживних елементів для рослин і властивостей грунту, в першу чергу азоту, фосфору і калію, а потім кальцію, магнію, сірки, заліза.
Фосфор входить до складу багатьох органічних сполук в рослинах. Фосфорне живлення регулює ріст і розвиток рослин.
064.gif "/>. Фосфоріти зазвичай містять більше домішок, ніж фторапатит.
Потужні родовища фосфоритів відкриті в Південному Казахстані, в горах Каратау.
Найдешевше фосфорне добриво - це тонко подрібнений фосфорит - фосфоритне борошно. Фосфор міститься в ній у вигляді нерозчинного у воді фосфату кальцію Са3 (РО4) 2. Тому фосфорити засвоюються не всіма рослинами і не на всіх грунтах. Основний масив видобутих фосфорних руд переробляють хімічними методами в речовини, доступні всім рослинам на будь-якому грунті. Це водорозчинні фосфати кальцію:
Подвійний суперфосфат (колір і зовнішній вигляд схожий з простим суперфосфатом - сірий дрібнозернистий порошок).
Виходить при дії на природний фосфат фосфорної кислоти:
У порівнянні з простим суперфосфатом не містить Са S О4 і є значно концентрованим добривом (містить до 50% Р2О5).
Преципітат - містить 35-40% Р2О5.
Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти розчином гідроксиду кальцію:
Застосовується на кислих грунтах.
Амофос - складне добриво, що містить азот (до 15% N) і фосфор (до 58% Р2О5) у вигляді NH 4 H 2 PO 4 і (NH 4) 2 HPO 4. Виходить при нейтралізації фосфорної кислоти аміаком.
Раніше протягом більше 100 років в якості фосфорного добрива широко використовували так званий простий суперфосфат, який утворюється при дії сірчаної кислоти на природний фосфат кальцію:
В цьому випадку в реакцію з фосфатом кальцію вступає щодо менше сірчаної кислоти, ніж при отриманні з нього фосфорної кислоти. Виходить суміш дигідрофосфату кальцію і сульфату кальцію. Це добриво з масовою часткою Р2О5 не вище 20%. Зараз простий суперфосфат виробляється у порівняно невеликих масштабах на раніше побудованих заводах.
Приклади фосфорних добрив дані в табл.4.
Добрива, що містять фосфор
Фосфорна кислота має велике значення як один з найважливіших компонентів живлення рослин. Фосфор використовується рослинами для побудови своїх самих життєво важливих частин - насіння і плодів.
Похідні ортофосфорної кислоти конче потрібні як рослинам, а й тваринам. Кістки, зуби, панцири, пазурі, голки, шпильки у більшості живих організмів складаються, в основному, з ортофосфата кальцію. Крім того, ортофосфорна кислота, створюючи різні з'єднання з органічними речовинами, активно беруть участь в процесах обміну речовин живого організму з навколишнім середовищем. В результаті цього похідні фосфору зберігають у кістках, мозку, крові, в м'язових і сполучних тканинах організмів людини і тварин. Особливо багато ортофосфорної кислоти в складі нервових (мозкових) клітин, що дозволило А.Є. Ферсману [1]. відомому геохимику, назвати фосфор "елементом думки". Вельми негативно (захворювання тварин на рахіт, недокрів'я, і ін.) Позначається на стані організму зниження вмісту в раціоні харчування сполук фосфору або уведення в неусвояемой формі.
Застосовують ортофосфорну кислоту в даний час досить широко. Основним її споживачем служить виробництво фосфорних і комбінованих добрив. Для цих цілей щорічно видобувається в усьому світі фосфоросодержащей руди близько 100 млн. Т. Фосфорні добрива не тільки сприяють підвищенню врожайності різних сільськогосподарських культур, а й надають рослинам зимостійкість і стійкість до інших несприятливих кліматичних умов, створюють умови для більш швидкого дозрівання врожаю в районах з коротким вегетативним періодом. Вони також сприятливо діють на грунт, сприяючи її структурування, розвитку ґрунтових бактерій, зміни розчинності інших містяться в грунті речовин та придушенню деяких які виникають шкідливих органічних речовин.
Чимало ортофосфорної кислоти споживає харчова промисловість. Справа в тому, що на смак розбавлена ортофосфорна кислота дуже приємна і невеликі її добавки в мармелади, лимонадів і сиропи помітно покращують їх смакові якості. Цим же властивістю володіють і деякі солі фосфорної кислоти. Гідрофосфат кальцію, наприклад, з давніх давен входить у хлібопекарні порошки, поліпшуючи смак булочок і хліба.
Цікавими є й інші застосування ортофосфорної кислоти в промисловості. Наприклад, було помічено, що просочування деревини самої кислотою і її солями роблять дерево негорючим. На цій основі зараз виробляють вогнезахисні фарби, негорючі фосфодревесние плити, азбестовий фосфатне пінопласт і інші будівельні матеріали.
Різні солі фосфорної кислоти широко застосовують у багатьох галузях промисловості, в будівництві, різних галузях техніки, в комунальному господарстві і побуті, для захисту від радіації, для пом'якшення води, боротьби з котельної накипом і виготовлення різних миючих засобів.
Фосфорна кислота, конденсовані кислоти і дегідротірованние фосфати служать каталізаторами в процесах дегідратірованія, алкілування і полімеризації вуглеводнів.
Особливе місце займають фосфорорганічні сполуки як екстрагентів, пластифікатори, мастильні речовини, присадки до пороху та абсорбенти в холодильних установках. Солі кислих алкилфосфатов використовують як поверхнево-активні речовини, антифризи, спеціальні добрива, антикоагулянти латексу та інших. Кислі алкилфосфатов застосовують для екстракційної переробки урановорудних лугів.
ХІМІЯ. Довідкові матеріали. Під ред.Ю.Д.Третьякова, - М. ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1984.
Везер В.-Дж. Фосфор і його сполуки, пров. з англ. - М. тисячі дев'ятсот шістьдесят три.
[1] Ферсман Олександр Євгенович [27.10 (8.11) .1883, Харків, - 20.5.1945, Сочі], радянський геохімік і мінералог, академік АН СРСР (1919). Учень В. І. Вернадського.