Фосфор и его соединения
Реферат
Содержание
Введение
Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1. Фосфор в природе
1.2. Физические свойства
1.3. Химические свойства
1.4. Получение
1.5. Применение
Глава II. Соединения фосфора
2.1. Оксиды
2.2. Кислоты и их соли
2.3. Фосфин
Глава III. Фосфорные удобрения
Заключение
Библиографический список
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:
1s22s22p63s23p33d0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1 Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca3(PO4)2 • CaF2. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
1.2 Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см3. Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см3. Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см3.
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
1.3 Химические свойства
Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl2 = 2PCl3 (хлорид фосфора (III)),
PCl3 + Cl2 = PCl5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P2S3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca3P2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑.
1.4 Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 
6CaSiO3 + P4↑ + 10CO↑.
Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
1.5 Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). 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.
KClO3 
KCl + . 
$IMAGE6$
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
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 (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Глава II. Соединения фосфора
2.1 Оксиды
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P4O10 и оксид фосфора (III) P4O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P2O5 и P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P4O6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,
а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10.
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P4O10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4.
При взаимодействии Р4О10 с водой образуется фосфорная кислота:
P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.
Будучи кислотным оксидом, Р4О10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.
2.2 Кислоты и их соли
а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С.
Структурная формула:
$IMAGE7$.
При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
4H3PO3 = PH3↑ + 3H3PO4.
Соли фосфористой кислоты – фосфиты. Например, K3PO3 (фосфит калия) или Mg3(PO3)2 (фосфит магния).
Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3:
РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl↑.
б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H3PO4.
Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:
$IMAGE8$.
Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.
В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑.
В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓.
Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).
Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.
Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.
1. H3PO4 $IMAGE9$ H+ + $IMAGE10$ (дигидрофосфат-ион);
2. $IMAGE10$ $IMAGE9$ H+ + $IMAGE13$ (гидрофосфат-ион);
3. $IMAGE13$ $IMAGE9$ H+ + $IMAGE16$ (фосфат-ион).
Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:
H3PO4 $IMAGE9$ 3H+ + $IMAGE16$.
Фосфорная кислота образует три ряда солей:
а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – трёхзамещённые, или фосфаты;
б) K2HPO4, CaHPO4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты;
в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты.
Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную.
Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.
При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:
2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.
Значительная часть