Получение и применение фосфора. Химические свойства фосфора
СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА
Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A r (P) = 31 .
Р +15) 2) 8) 5
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p – элемент, неметалл
Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d -орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S 2 – электронов и один из них может перейти на 3d – орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V .
В свободном состоянии фосфор образует несколько аллот ропных видоизменений: белый , красный и чёрный фосфор
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА
· Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
· Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.
Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.
ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 .
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
Окислитель | Восстановитель |
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Опыт "Получение фосфида кальция"
2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (р- р)= 2PH 3 + 3MgSO 4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция"
Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I | 1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой"
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода). |
2. С неметаллами - восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом . |
|
3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O. |
|
4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5 |
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.
Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.
Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор , потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).
Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.
Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, и др.
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.
Происходит реакция:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca
3 P
2 -> PH
3 -> P
2 O
5
Для последней реакции PH
3 -> P
2 O
5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca
3 (PO
4 )
2 -> P -> P
2 O
5
Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.
Открытие элемента
История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.
В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.
Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».
Светоносный элемент
Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.
Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.
Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.
Белый фосфор
Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.
Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.
Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.
Свойства белого фосфора
По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.
Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.
Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.
Применение фосфора
Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.
Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.
Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.
Содержание в организме и влияние на человека
Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.
Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.
Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.
Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.
>> Химия: Фосфор и его соединения
Строение и свойства атомов . Следующий после азота представитель главной подгруппы V группы Периодической системы - элемент-неметалл фосфор Р. Атомы по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства. Соединения со степенью окисления -3 атома фосфора встречаются реже, чем у азота (только в фосфидах - соединениях фосфора с металлами, например Са3Р2, Nа3Р). Чаще фосфор проявляет в соединениях степень окисления +5. А вот его соединение с водородом - фосфин РН3 - тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярна в силу того, что электроотрицательности фосфора и водорода имеют почти одинаковые значения.
Фосфор - простое вещество. Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Из них вы уже знаете два простых вещества: белый фосфор и красный фосфор.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.
Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством его является способность светиться в темноте вследствие его окисления. Хранят его под водой.
Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте.
При нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор (концентрированные пары), и если выдернуть тампон, белый фосфор вспыхнет на воздухе (рис. 35). Этот опыт показывает огнеопасность белого фосфора.
Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они, как и положено неметаллам, взаимодействуют с металлами , образуя фосфиды:
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора^), выделяющийся в виде густого белого дыма:
4Р + 502 = 2Р205
Рис. 35. Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый
С водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН3 можно получить косвенно, например из фосфидов:
Са3Р2 + 6НСl = ЗСаСl2 + 2РН3
Фосфин
- очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.
Соединения фосфора
. При горении фосфина или фосфора образуется, как вы уже знаете, оксид фосфора Р205 - белый гигроскопичный порошок. Это типичный кислотный оксид , обладающий всеми свойствами кислотных оксидов.
Оксиду фосфора соответствует фосфорная кислота Н3Р04. Она представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трехосновная кислота, Н3Р04 образует три ряда солей:
средние соли, или фосфаты, например Са3(Р04)2, которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;
кислые соли - дигидрофосфаты, например Са(Н2Р04)2, большинство из которых хорошо растворимы в воде;
кислые соли - гидрофосфаты, например СаНР04, которые мало растворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и гидрофосфатами по растворимости.
В природе фосфор в свободном виде не встречается - только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са3(Р04)2, из которого и получают в промышленности фосфор.
Биологическое значение фосфора. Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных , фосфор входит в состав белков.
Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени , мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 36).
Применение фосфора и его соединений
. Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.).
Открытие фосфора
. Фосфор был открыт немецким алхимиком Г. Брандом в 1669 г. и получил свое название за его способность светиться в темноте (греч. фосфор - светоносный).
1. Аллотропия фосфора: белый фосфор, красный фосфор.
2. Свойства фосфора: образование фосфидов, фосфина, оксида фосфора(V).
3. Фосфорная кислота и три ряда ее солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты.
4. Биологическое значение фосфора (фосфат кальция, АТФ, ДНК и РНК).
5. Применение фосфора и его соединений.
Напишите формулы трех видов солей натрия и фосфорной кислоты, назовите их и запишите уравнения их диссоциации.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Р -> Мg3P2 -> РН3 -> Р205 -> Н3Р04 -> Са3(Р04)2
Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные урокиФосфор
ФО́СФОР -а; м. [от греч. phōsphoros - светоносный] Химический элемент (P), играющий важную роль в жизнедеятельности животных и растений (содержится в некоторых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях). Красный ф. Чёрный ф. В рыбе много фосфора. Ф. нужен для укрепления костей. Белый ф. (легковоспламеняющееся и светящееся в темноте вещество). Море светится, сияет фосфором (светится ночью зеленоватым светом из-за обилия микроорганизмов).
◁ Фо́сфорный (см.).
фо́сфор(лат. Phosphorus), химический элемент V группы периодической системы. Назван от греч. phōsphóros - светоносный. Образует несколько модификаций - белый фосфор (плотность 1,828 г/см 3 , t пл 44,14°C), красный фосфор (плотность 2,31 г/см 3 , t пл 593°C), и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.
ФОСФОРФО́СФОР (лат. - Phosphopus), Р (читается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид 31 Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s
2
р
3
.
В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.
Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координационное число 6) и Р 5+ - 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см.
ПОЛИНГ Лайнус)
2,10. Неметалл.
История открытия
Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня (см.
ЭЛИКСИР)
он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).
В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» - светоносный) получил англичанин Р. Бойль. (см.
БОЙЛЬ Роберт)
В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле (см.
ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм)
. Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. (см.
ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота (см.
АЗОТ)
. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит (см.
ФОСФОРИТЫ)
кальция Са 3 (РО 4) 3 , апатиты (см.
АПАТИТЫ)
(фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 , или, Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см.
МОНАЦИТ)
,
бирюза (см.
БИРЮЗА)
. Фосфор входит в состав всех живых организмов.
Получение
Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема:
2Са 3 (РО 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Са 5 (РО 4) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
Выделяющиеся пары Р 4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н 3 РО 4:
Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2
При десублимации паров Р 4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.
Особенности строения аллотропных модификаций и их физические свойства
Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I).
Белый фосфор - воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р 4 , которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа, параметр ячейки а
= 1,851 нм. Плотность 1,828 кг/дм 3 . Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р 4 . Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS 2 .
Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250-300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, иода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую.
Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой, параметры элементарной ячейки а
= 1,02 нм, в
= 0,936 нм, с
= 2,51 нм, угол b 118,8°. Плотность красного фосфора 2,0-2,4 кг/дм 3 . Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р 4 , конденсация которых приводит к образованию белого фосфора.
При нагревании белого фосфора до 200-220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку, параметры а
= 0,3314 нм, в
= 0,4376 нм, с = 1,0478 нм. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм 3 . Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560-580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется.
Химические свойства
Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P 2 O 5 , который образует димеры Р 4 О 10 и тетрамеры Р 8 О 20 . При недостатке кислорода получается P 2 O 3 . Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.
Оксид фосфора(V) - кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО 3) n . При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н 3 РО 4:
Р 4 О 10 + 2Н 2 О = (НРО 3) 4 ; (НРО 3) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РО 4
или Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I - только триодид РI 3 . Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и галогеноводородной кислот:
РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF 3 , РОСl 3 и РОBr 3 .
С серой фосфор образует сульфиды Р 4 S 3 , Р 4 S 5 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Известны оксисульфиды фосфора: P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 , P 4 O 4 S 3 . Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC 3).
С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН 3:
4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3
Как примесь при этом образуется также дифосфин Р 2 Н 4 . Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.
Фосфин РН 3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH 3 , но менее устойчив.
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М 3 Р 2 ,разлагающиеся при контакте с водой:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 ,
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2РН 3
Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (ее соли - ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na 2 HPO 4 и дигидрофосфаты, Са(Н 2 РО 4) 2); метафосфорная кислота (НРО 3) n
(ее соли - метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н 3 РО 2 (ее соли - гипофосфиты, NaН 2 РО 2), двухосновная фосфористая кислота Н 3 РО 3 (ее соли - фосфиты, Na 2 HPO 3).
Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH 2 PO 2 и фосфоновых RP(O)(OH) 2 , где R и R - органические радикалы.
Применение
Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н 3 РО 4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.
Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.
Содержание в организме
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 1-2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Физиологическое действие
Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м 3 . Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.
Энциклопедический словарь . 2009 .
Синонимы :Смотреть что такое "фосфор" в других словарях:
- (греч., от phos свет, и phoros несущий). Простое тело, желтоватого цвета, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. ФОСФОР греч. phosphoros, от phos, род. пад.… … Словарь иностранных слов русского языка
ФОСФОР - ФОСФОР, хим. элемент (символ Р) с ат. в. 31,02, принадлежащий к V группе и 3 ряду периодической системы Менделеева (порядковый номер 15). Ф. широко распространен в природе, но лишь в виде кислородных соединений: почва содержит его в виде солей… … Большая медицинская энциклопедия
Фосфор - представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи. Существуют две основные разновидности фосфора: а) белый фосфор,… … Официальная терминология
- (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ,… … Научно-технический энциклопедический словарь
- (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в… … Современная энциклопедия
- (лат. Phosphorus) Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros светоносный. Образует несколько модификаций Белый фосфор (плотность 1,828 г/см³, tпл… … Большой Энциклопедический словарь
Фосфор - (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14°C), красного (tпл 593°C) или черного (tпл 1000°C) цвета. Фосфор используют в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь
фосфор - а, м. phosphore m.<гр. phos свет + phoros несущий. Распространенный химический элемент, играющий большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Белый, красный, черный фосфор. БАС 1. Бывают натуральные и произведенные искусством фосфоры … Исторический словарь галлицизмов русского языка
P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств.… … Геологическая энциклопедия
ФОСФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях.… … Толковый словарь Ушакова
Ипи Луцифер Prosphorus, Lucifer), т. е. светоноситель. Название планеты Венеры как утренней звезды. Как вечерняя звезда она называлась Геспер, или Веспер, и считалась сыном Астрея и Эос, отцом Гесперид. (
Фосфор и его соединения
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:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
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 31 Р. 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 = P2 S3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca3 P2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O2 = 2P2 O5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
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 + 6SiO26CaSiO3 + 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.
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) P4 O10 и оксид фосфора (III) P4 O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P2 O5 и P2 O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P4 O6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P4 O6 + 6H2 O = 4H3 PO3 ,
а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4 О10 .
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P4 O10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4 О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4 О10, 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 Р4 О10 с водой образуется фосфорная кислота:
P4 O10 + 6H2 O = 4H3 PO4 .
Будучи кислотным оксидом, Р4 О10 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 + P4 O10 = (HPO3)4 + 2Cl2 O7 .
2.2 Кислоты и их соли
а) Фосфористая кислота H3 PO3. Безводная фосфористая кислота Н3 РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С.
Структурная формула:
При нагревании безводной Н3 РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
4H3 PO3 = PH3 + 3H3 PO4 .
Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K3 PO3 (фосфит калия) или Mg3 (PO3)2 (фосфит магния).
Фосфористую кислоту Н3 РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3:
РCl3 + 3H2 O = H3 PO3 + 3HCl.
б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H3 PO4 .
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:
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 + 2H2 O = 3H3 PO4 + 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 + 3H2 SO4 = 2H3 PO4 + 3CaSO4 ↓.
Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.
Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4 О10 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. H3 PO4H+ + (дигидрофосфат-ион);
2. H+ + (гидрофосфат-ион);
3. H+ + (фосфат-ион).
Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:
Фосфорная кислота образует три ряда солей:
а) K3 PO4, Ca3 (PO4)2 – трёхзамещённые, или фосфаты;
б) K2 HPO4, CaHPO4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты;
в) KH2 PO4, Ca(H2 PO4)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:
2H3 PO4 = H4 P2 O7 + H2 O.
Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.
в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4 P2 O6 .
.
H4 P2 O6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н3 РО4 и Н3 РО3 .
Образуется при медленном окислении Н3 РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.
г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H3 PO2. Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:
.
Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде.
Гипофосфиты и Н3 РО2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла:
2Ni2+ + + 2H2 O → Ni0+ + 6H+ .
Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:
Ba(H2 PO2)2 + H2 SO4 = 2H3 PO2 + BaSO4 ↓.
Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.
2P4 (белый) + 3Ba(OH)2 + 6H2 O = 2PH3 + 3Ba(H2 PO2)2 .
2.3 Фосфин
Фосфин PH3 – соединение фосфора с водородом – бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р2 Н4, он самовоспламеняется на воздухе.
При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:
PH3 + HCl = PH4 Cl (хлорид фосфония).
Строение катиона фосфония [РН4 ]+ аналогично строению катиона аммония + .
Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.
Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:
Ca3 P2 + 6H2 O = 3Ca(OH)2 + 2PH3 .
И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды . Например, Ca3 P2 (фосфид кальция), Mg3 P2 (фосфид магния).
Глава III Фосфорные удобрения
Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе превращения – совершается круговорот фосфора в природе. Растения извлекают из почвы фосфаты и превращают их в сложные фосфорсодержащие органические вещества. Эти вещества с растительной пищей попадают в организм животных – происходит образование белковых веществ нервной и мышечной тканей, фосфатов кальция в костях и пр. После отмирания животных и растений фосфорсодержащие соединения разлагаются под действием микроорганизмов. В итоге образуются фосфаты. Таким образом, завершается круговорот, выражаемый схемой:
Р (живых организмов) Р (почвы).
Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения.
Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов.
Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения – задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (V) Р2 О5 .
Основная составная часть фосфорных удобрений – дигидро- или гидрофосфаты кальция. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. К наиболее распространённым фосфорным удобрениям относятся:
1.Фосфоритная мука – мелкий белый порошок. Содержит 18-26% Р2 О5 .
Получается при измельчении фосфоритов Са3 (РО4)2 .
Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты.
2. Простой суперфосфат – серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р2 О5 .
Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой:
Са3 (РО4)2 + 2Н2 SО4 = Са(Н2 РО4)2 + 2СаSО4 .
суперфосфат
В этом случае получается смесь солей Са(Н2 РО4)2 и СаSО4, которая хорошо усваивается растениями на любой почве.
3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом).
Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:
Са3 (РО4)2 + 4Н3 РО4 = ЗСа(Н2 РО4)2 .
По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р2 О5).
4. Преципитат – содержит 35-40% Р2 О5 .
Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:
Н3 РО4 + Са(ОН)2 = СаНРО4 2Н2 О.
Применяется на кислых почвах.
5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са3 (РО4)2 .
6. Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р2 О5) в виде NН4 Н2 РО4 и (NН4)2 НРО4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.
Заключение
И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.
Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ – аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты – ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.
Библиографический список:
1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.
2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.
4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение, 1989. – 176 с.: ил.
5. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. – М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. – 478 с.
6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.