У дома › освобождаване от отговорност › Къде се намира фосфорът в природата? Фосфор и неговите съединения – Хипермаркет на знанието

Къде се намира фосфорът в природата? Фосфор и неговите съединения – Хипермаркет на знанието

>> Химия: Фосфор и неговите съединения

Строеж и свойства на атомите . Следващият след азота представител на основната подгрупа на V група на Периодичната таблица е неметалният елемент фосфор R. Атомите в сравнение с азотните атоми имат по-голям радиус, по-ниска стойност на електроотрицателност и следователно по-изразени редукционни свойства. Съединенията със степен на окисление -3 на фосфорния атом са по-рядко срещани от тези на азота (само във фосфиди - съединения на фосфор с метали, например Ca3P2, Na3P). По-често фосфорът показва степен на окисление +5 в съединенията. Но неговото съединение с водород - фосфин PH3 - е рядък случай, когато ковалентната връзка между атомите на различни елементи е неполярна поради факта, че електроотрицателността на фосфора и водорода има почти еднакви стойности.

Фосфорът е просто вещество. Химичният елемент фосфор образува няколко алотропни модификации. От тях вече знаете две прости вещества: бял фосфор и червен фосфор.

Белият фосфор има молекулярна кристална решетка, състояща се от P4 молекули. Неразтворим във вода, разтворим във въглероден дисулфид. Лесно се окислява във въздуха и дори се запалва под формата на прах.

Белият фосфор е много отровен. Специалното му свойство е способността да свети в тъмното поради окисляването му. Съхранява се под вода.

Червеният фосфор е тъмночервен прах. Не се разтваря нито във вода, нито във въглероден дисулфид. На въздух се окислява бавно и не се запалва спонтанно. Не е отровен и не свети в тъмното.

Когато червеният фосфор се нагрява в епруветка, затворена с памучен тампон, той се превръща в бял фосфор (концентрирани пари), а ако тампонът се издърпа, във въздуха ще мига бял фосфор (фиг. 35). Този експеримент показва запалимостта на белия фосфор.

Химическите свойства на червения и белия фосфор са подобни, но белият фосфор е по-химически активен. И така, и двамата, както подобава на неметалите, взаимодействат с метали, образувайки фосфиди:

Белият фосфор се запалва спонтанно във въздуха, докато червеният фосфор изгаря при запалване. И в двата случая се образува фосфорен оксид, който се отделя под формата на гъст бял дим:

4P + 502 = 2P205

Ориз. 35. Експеримент, илюстриращ прехода на червения фосфор към бялото

Фосфорът не реагира директно с водорода; фосфинът PH3 може да се получи индиректно, например от фосфиди:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Фосфин- силно отровен газ с неприятна миризма. Лесно запалим във въздуха. Това свойство на фосфина обяснява появата на блатото.

Фосфорни съединения . При изгаряне на фосфин или фосфор, както вече знаете, се образува фосфорен оксид P205 - бял хигроскопичен прах. Това е типичен киселинен оксид, притежаващ всички свойства на киселинните оксиди.

Фосфорният оксид съответства на фосфорната киселина H3P04. Това е твърдо прозрачно кристално вещество, силно разтворимо във вода във всяко съотношение. Като триосновна киселина H3P04 образува три серии соли:

средни соли или фосфати, например Ca3(PO4)2, които са неразтворими във вода, с изключение на фосфати на алкални метали;

киселинни соли - дихидрогенфосфати, например Ca(H2P04)2, повечето от които са силно разтворими във вода;

киселинни соли - хидрофосфати, например CaHPO4, които са слабо разтворими във вода (с изключение на натриеви, калиеви и амониеви фосфати), т.е. те заемат междинна позиция между фосфати и хидрофосфати в разтворимостта.

В природата фосфорът не се среща в свободна форма - само под формата на съединения. Най-важните естествени фосфорни съединения са минералите фосфорити и апатити. Основната им маса е калциев фосфат Ca3(P04)2, от който се получава промишлено фосфор.

Биологично значение на фосфора. Фосфорът е постоянен компонент на тъканите на човешки, животински и растителни организми. В човешкото тяло повечето фосфор е свързан с калций. За да изгради скелет, детето се нуждае от толкова фосфор, колкото и калций. Освен в костите, фосфорът се намира в нервната и мозъчната тъкан, кръвта и млякото. В растенията, както и в животните, фосфорът е част от протеините.

От фосфора, постъпващ в човешкото тяло с храната, предимно яйца, месо, мляко и хляб, се изгражда АТФ - аденозинтрифосфорна киселина, която служи като колектор и носител на енергия, както и нуклеиновите киселини - ДНК и РНК, които пренасят наследствени свойства на тялото. АТФ се изразходва най-интензивно в активно работещите органи на тялото: черен дроб, мускули, мозък. Не напразно известният минералог, един от основателите на науката за геохимията, академик А. Е. Ферсман нарече фосфора „елементът на живота и мисълта“.

Както беше посочено, фосфорът съществува в природата под формата на съединения, открити в почвата (или разтворен в естествени води). Фосфорът се извлича от почвата от растенията, а животните получават фосфор от растителна храна. След смъртта на растителни и животински организми фосфорът се връща обратно в почвата. Така протича кръговратът на фосфора в природата (фиг. 36).

Приложение на фосфора и неговите съединения . Червеният фосфор се използва за производство на кибрит и фосфорна киселина, която от своя страна се използва за производство на фосфатни торове и фуражни добавки за добитък. Освен това фосфорът се използва за производството на пестициди (помнете кутии с дихлорвос, хлорофос и др.).

Откриване на фосфора . Фосфорът е открит от немския алхимик Г. Бранд през 1669 г. и е получил името си заради способността си да свети в тъмното (гръцки фосфор - светещ).

1. Алотропия на фосфора: бял фосфор, червен фосфор.

2. Свойства на фосфора: образуване на фосфиди, фосфин, фосфорен оксид (V).

3. Фосфорна киселина и три серии нейни соли: фосфати, хидрогенфосфати и дихидрогенфосфати.

4. Биологично значение на фосфора (калциев фосфат, АТФ, ДНК и РНК).

5. Приложение на фосфора и неговите съединения.

Напишете формулите на три вида соли на натриева и фосфорна киселина, назовете ги и запишете уравненията за тяхната дисоциация.

Напишете уравненията на реакцията, които могат да се използват за извършване на следните трансформации:

P -> Mg3P2 -> PH3 -> P205 -> H3P04 -> Ca3(P04)2

Съдържание на урока бележки към уроцитеподдържаща рамка презентация урок методи ускорение интерактивни технологии Практикувайте задачи и упражнения самопроверка работилници, обучения, казуси, куестове домашна работа въпроси за дискусия риторични въпроси от ученици Илюстрации аудио, видео клипове и мултимедияснимки, картинки, графики, таблици, диаграми, хумор, анекдоти, вицове, комикси, притчи, поговорки, кръстословици, цитати Добавки резюметастатии трикове за любознателните ясли учебници основен и допълнителен речник на термините други Подобряване на учебниците и уроцитекоригиране на грешки в учебникаактуализиране на фрагмент в учебник, елементи на иновация в урока, замяна на остарели знания с нови Само за учители перфектни уроцикалендарен план за годината методически препоръки програми за дискусии Интегрирани уроци

Фосфор и неговите съединения

Въведение

Глава I. Фосфорът като елемент и като просто вещество

1.1. Фосфор в природата

1.2. Физични свойства

1.3. Химични свойства

1.4. Касова бележка

1.5. Приложение

Глава II. Фосфорни съединения

2.1. Оксиди

2.2. Киселини и техните соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорни торове

Заключение

Библиография

Въведение

Фосфорът (лат. Phosphorus) P е химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 15, атомна маса 30,973762(4). Нека разгледаме структурата на фосфорния атом. Външното енергийно ниво на фосфорния атом съдържа пет електрона. Графично изглежда така:

1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 3 3д 0

През 1699 г. алхимикът от Хамбург Х. Бранд, в търсене на „философски камък“, за който се предполага, че може да превръща неблагородните метали в злато, при изпаряване на урината с въглища и пясък, изолира бяло восъчно вещество, което може да свети.

Името "фосфор" идва от гръцки. “phos” – светлина и “phoros” – носител. В Русия терминът „фосфор“ е въведен през 1746 г. от М.В. Ломоносов.

Основните фосфорни съединения включват оксиди, киселини и техните соли (фосфати, дихидрогенфосфати, хидрогенфосфати, фосфиди, фосфити).

В торовете се съдържат много фосфорсъдържащи вещества. Такива торове се наричат фосфорни торове.

Глава аз Фосфорът като елемент и като просто вещество

1.1 Фосфорът в природата

Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесното си окисление, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения. Основните фосфорни минерали са фосфорити и апатити, от последните най-често срещаният е флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Фосфоритите са широко разпространени в Урал, Поволжието, Сибир, Казахстан, Естония и Беларус. Най-големите находища на апатит се намират на полуостров Кола.

Фосфорът е необходим елемент за живите организми. Той присъства в костите, мускулите, мозъчната тъкан и нервите. Молекулите на АТФ са изградени от фосфор – аденозинтрифосфорна киселина (АТФ е колектор и носител на енергия). Тялото на възрастен човек съдържа средно около 4,5 kg фосфор, главно в комбинация с калций.

Фосфорът се намира и в растенията.

Естественият фосфор се състои само от един стабилен изотоп 31 R. Днес са известни шест радиоактивни изотопа на фосфора.

1.2 Физични свойства

Фосфорът има няколко алотропни модификации - бял, червен, черен, кафяв, виолетов фосфор и др. Най-изследвани са първите три от тях.

Бял фосфор- безцветно кристално вещество с жълтеникав оттенък, което свети на тъмно. Плътността му е 1,83 g/cm3. Неразтворим във вода, разтворим във въглероден дисулфид. Има характерна миризма на чесън. Точка на топене 44°C, температура на самозапалване 40°C. За да се предпази белият фосфор от окисление, той се съхранява под вода на тъмно (на светлина се превръща в червен фосфор). На студено белият фосфор е крехък, при температура над 15°C става мек и може да се реже с нож.

Молекулите на белия фосфор имат кристална решетка, в чиито възли има молекули P 4, оформени като тетраедър.

Всеки фосфорен атом е свързан с три σ връзки с останалите три атома.

Белият фосфор е отровен и причинява трудно заздравяващи изгаряния.

Червен фосфор– прахообразно вещество с тъмночервен цвят, без мирис, не се разтваря във вода и въглероден дисулфид и не свети. Температура на запалване 260°C, плътност 2,3 g/cm 3 . Червеният фосфор е смес от няколко алотропни модификации, които се различават по цвят (от червено до виолетово). Свойствата на червения фосфор зависят от условията на неговото производство. Не е отровен.

Черен фосфорПрилича на графит, усеща се мазен на допир и има полупроводникови свойства. Плътност 2,7 g/cm3.

Червеният и черният фосфор имат атомна кристална решетка.

1.3 Химични свойства

Фосфорът е неметал. В съединенията обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко - +3 и -3 (само във фосфидите).

Реакциите с бял фосфор са по-лесни, отколкото с червения фосфор.

I. Взаимодействие с прости вещества.

1. Взаимодействие с халогени:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (фосфорен (III) хлорид),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (фосфорен (V) хлорид).

2. Взаимодействие с неметали:

2P + 3S = P 2 S 3 (фосфорен (III) сулфид.

3. Взаимодействие с метали:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (калциев фосфид).

4. Взаимодействие с кислород:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (фосфорен (V) оксид, фосфорен анхидрид).

II. Взаимодействие със сложни вещества.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

1.4 Получаване

Фосфорът се получава от натрошени фосфорити и апатити, като последните се смесват с въглища и пясък и се калцинират в пещи при 1500 ° C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Фосфорът се отделя под формата на пара, която кондензира в приемника под вода, образувайки бял фосфор.

При нагряване до 250-300°C без достъп на въздух белият фосфор се превръща в червен.

Черният фосфор се получава чрез продължително нагряване на бял фосфор при много високо налягане (200°C и 1200 MPa).

1.5 Приложение

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит (вижте снимката). Той е част от сместа, нанесена върху страничната повърхност на кибритената кутия. Основният компонент на кибритената глава е бертолетовата сол KClO 3 . Поради триенето на кибритената глава върху смазката, фосфорните частици във въздуха се запалват. В резултат на реакцията на окисление на фосфора се отделя топлина, което води до разлагането на бертолетовата сол.

KCl+.

Полученият кислород помага за запалването на кибритената глава.

Фосфорът се използва в металургията. Използва се за производство на проводници и е компонент на някои метални материали, като калаен бронз.

Фосфорът се използва и при производството на фосфорна киселина и пестициди (дихлорвос, хлорофос и др.).

Белият фосфор се използва за създаване на димни завеси, тъй като при изгарянето му се образува бял дим.

Глава II . Фосфорни съединения

2.1 Оксиди

Фосфорът образува няколко оксида. Най-важните от тях са фосфорен оксид (V) P 4 O 10 и фосфорен оксид (III) P 4 O 6. Често техните формули се записват в опростена форма - P 2 O 5 и P 2 O 3. Структурата на тези оксиди запазва тетраедричната подредба на фосфорните атоми.

Фосфорен оксид(III) P 4 O 6 е восъчна кристална маса, която се топи при 22,5 ° C и се превръща в безцветна течност. Отровни.

Когато се разтвори в студена вода, образува фосфорна киселина:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

а при взаимодействие с алкали - съответните соли (фосфити).

Силен редуциращ агент. При взаимодействие с кислорода се окислява до P 4 O 10.

Фосфорният (III) оксид се получава чрез окисление на бял фосфор в отсъствието на кислород.

Фосфорен оксид(V) P 4 O 10 – бял кристален прах. Температура на сублимация 36°C. Той има няколко модификации, една от които (така наречената летлива) има състав P 4 O 10. Кристалната решетка на тази модификация е съставена от P 4 O 10 молекули, свързани една с друга чрез слаби междумолекулни сили, които лесно се разрушават при нагряване. Оттук и нестабилността на този сорт. Други модификации са полимерни. Те са образувани от безкрайни слоеве от PO 4 тетраедри.

Когато P 4 O 10 взаимодейства с вода, се образува фосфорна киселина:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Като киселинен оксид, P 4 O 10 реагира с основни оксиди и хидроксиди.

Образува се при високотемпературно окисление на фосфор в излишък на кислород (сух въздух).

Поради изключителната си хигроскопичност, фосфорният (V) оксид се използва в лабораторни и индустриални технологии като изсушаващ и дехидратиращ агент. По своето изсушаващо действие превъзхожда всички други вещества. Химически свързаната вода се отстранява от безводната перхлорна киселина, за да се образува нейният анхидрид:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

2.2 Киселини и техните соли

а) Фосфорна киселина H3PO3. Безводната фосфорна киселина H 3 PO 3 образува кристали с плътност 1,65 g/cm 3, топящи се при 74°C.

Структурна формула:

Когато безводният H 3 PO 3 се нагрява, възниква реакция на диспропорциониране (автоокисление-самовъзстановяване):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Соли на фосфорна киселина – фосфити. Например K 3 PO 3 (калиев фосфит) или Mg 3 (PO 3) 2 (магнезиев фосфит).

Фосфорната киселина H 3 PO 3 се получава чрез разтваряне на фосфорен (III) оксид във вода или хидролиза на фосфорен (III) хлорид PCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорна киселина (ортофосфорна киселина) H 3 PO 4 .

Безводната фосфорна киселина изглежда като леки прозрачни кристали, които дифундират във въздуха при стайна температура. Точка на топене 42,35°C. Фосфорната киселина образува разтвори с всякаква концентрация с вода.

Въведение

Глава I. Фосфорът като елемент и като просто вещество

1.1. Фосфор в природата

1.2. Физични свойства

1.3. Химични свойства

1.4. Касова бележка

1.5. Приложение

Глава II. Фосфорни съединения

2.1. Оксиди

2.2. Киселини и техните соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорни торове

Заключение

Библиография

Въведение

1s22s22p63s23p33d0

В торовете се съдържат много фосфорсъдържащи вещества. Такива торове се наричат фосфорни торове.

ГлаваазФосфорът като елемент и като просто вещество

Фосфор в природата

Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесното си окисление, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения. Основните фосфорни минерали са фосфорити и апатити, от последните най-разпространен е флуорапатит 3Ca3(PO4)2 CaF2. Фосфоритите са широко разпространени в Урал, Поволжието, Сибир, Казахстан, Естония и Беларус. Най-големите находища на апатит се намират на полуостров Кола.

Фосфорът се намира и в растенията.

Естественият фосфор се състои само от един стабилен изотоп, 31P. Днес са известни шест радиоактивни изотопа на фосфора.

Физични свойства

Белият фосфор е безцветно кристално вещество с жълтеникав оттенък, което свети на тъмно. Плътността му е 1,83 g/cm3. Неразтворим във вода, разтворим във въглероден дисулфид. Има характерна миризма на чесън. Точка на топене 44°C, температура на самозапалване 40°C. За да се предпази белият фосфор от окисление, той се съхранява под вода на тъмно (на светлина се превръща в червен фосфор). На студено белият фосфор е крехък, при температура над 15°C става мек и може да се реже с нож.

Молекулите на белия фосфор имат кристална решетка, в чиито възли се намират молекули Р4, оформени като тетраедър.

Всеки фосфорен атом е свързан с три σ връзки с останалите три атома.

Белият фосфор е отровен и причинява трудно заздравяващи изгаряния.

Червеният фосфор е тъмночервено прахообразно вещество без мирис, което не се разтваря във вода или въглероден дисулфид и не свети. Температура на запалване 260°C, плътност 2,3 g/cm3. Червеният фосфор е смес от няколко алотропни модификации, които се различават по цвят (от червено до виолетово). Свойствата на червения фосфор зависят от условията на неговото производство. Не е отровен.

Черният фосфор прилича на външен вид на графит, мазен е на допир и има полупроводникови свойства. Плътност 2,7 g/cm3.

Червеният и черният фосфор имат атомна кристална решетка.

Химични свойства

Фосфорът е неметал. В съединенията обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко - +3 и -3 (само във фосфиди).

Реакциите с бял фосфор са по-лесни, отколкото с червения фосфор.

I. Взаимодействие с прости вещества.

Взаимодействие с халогени:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (фосфорен (III) хлорид),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (фосфорен (V) хлорид).

Взаимодействие с неметали:

2P + 3S = P2S3 (фосфорен (III) сулфид.

Взаимодействие с метали:

2P + 3Ca = Ca3P2 (калциев фосфид).

Взаимодействие с кислород:

4P + 5O2 = 2P2O5 (фосфорен (V) оксид, фосфорен анхидрид).

II. Взаимодействие със сложни вещества.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Касова бележка

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Фосфорът се отделя под формата на пара, която кондензира в приемника под вода, образувайки бял фосфор.

При нагряване до 250-300°C без достъп на въздух белият фосфор се превръща в червен.

Черният фосфор се получава чрез продължително нагряване на бял фосфор при много високо налягане (200°C и 1200 MPa).

Приложение

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит (вижте снимката). Той е част от сместа, нанесена върху страничната повърхност на кибритената кутия. Основният компонент на кибритената глава е бертолетовата сол KClO3. Поради триенето на кибритената глава върху смазката, фосфорните частици във въздуха се запалват. В резултат на реакцията на окисление на фосфора се отделя топлина, което води до разлагането на бертолетовата сол.

KClO3 KCl+.

Полученият кислород помага за запалването на кибритената глава.

Фосфорът се използва и при производството на фосфорна киселина и пестициди (дихлорвос, хлорофос и др.).

Белият фосфор се използва за създаване на димни завеси, тъй като при изгарянето му се образува бял дим.

ГлаваII. Фосфорни съединения

2.1 Оксиди

Фосфорът образува няколко оксида. Най-важните от тях са фосфорен оксид (V) P4O10 и фосфорен оксид (III) P4O6. Често техните формули са написани в опростена форма - P2O5 и P2O3. Структурата на тези оксиди запазва тетраедричната подредба на фосфорните атоми.

Фосфорният (III) оксид P4O6 е восъчна кристална маса, която се топи при 22,5°C и се превръща в безцветна течност. Отровни.

Когато се разтвори в студена вода, образува фосфорна киселина:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

а при взаимодействие с алкали - съответните соли (фосфити).

Силен редуциращ агент. При взаимодействие с кислорода се окислява до P4O10.

Фосфорният (III) оксид се получава чрез окисление на бял фосфор в отсъствието на кислород.

Фосфорен (V) оксид P4O10 е бял кристален прах. Температура на сублимация 36°C. Има няколко модификации, една от които (т.нар. летлива) има състав P4O10. Кристалната решетка на тази модификация е съставена от молекули P4O10, свързани една с друга чрез слаби междумолекулни сили, които лесно се разрушават при нагряване. Оттук и нестабилността на този сорт. Други модификации са полимерни. Те са образувани от безкрайни слоеве тетраедри на PO4.

Когато P4O10 взаимодейства с вода, се образува фосфорна киселина:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Тъй като е киселинен оксид, P4O10 реагира с основни оксиди и хидроксиди.

Образува се при високотемпературно окисление на фосфор в излишък на кислород (сух въздух).

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

2.2 Киселини и техните соли

а) Фосфорна киселина H3PO3. Безводната фосфорна киселина H3PO3 образува кристали с плътност 1,65 g/cm3, топящи се при 74°C.

Структурна формула:

При нагряване на безводен H3PO3 възниква реакция на диспропорциониране (автоокисление-саморедукция):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Соли на фосфорната киселина - фосфити. Например K3PO3 (калиев фосфит) или Mg3(PO3)2 (магнезиев фосфит).

Фосфорната киселина H3PO3 се получава чрез разтваряне на фосфорен (III) оксид във вода или хидролиза на фосфорен (III) хлорид PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

б) Фосфорна киселина (ортофосфорна киселина) H3PO4.

Фосфорната киселина има следната структурна формула:

Фосфорната киселина реагира с метали, разположени в серия от стандартни електродни потенциали до водород, с основни оксиди, с основи и със соли на слаби киселини.

В лабораторията фосфорната киселина се получава чрез окисляване на фосфор с 30% азотна киселина:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

В промишлеността фосфорната киселина се произвежда по два начина: екстракция и термично. Методът на екстракция се основава на обработката на натрошени естествени фосфати със сярна киселина:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓.

След това фосфорната киселина се филтрува и се концентрира чрез изпаряване.

Термичният метод се състои в редуциране на естествените фосфати до свободен фосфор, последвано от изгарянето му до P4O10 и разтварянето на последния във вода. Фосфорната киселина, произведена по този метод, се характеризира с по-висока чистота и повишена концентрация (до 80% от теглото).

Фосфорната киселина се използва за производство на торове, за приготвяне на реактиви, органични вещества и за създаване на защитни покрития върху метали. Пречистената фосфорна киселина е необходима за приготвянето на фармацевтични продукти и фуражни концентрати.

Фосфорната киселина не е силна киселина. Като триосновна киселина, тя се дисоциира стъпаловидно във воден разтвор. Дисоциацията е по-лесна на първия етап.

H3PO4 H+ + (дихидроген фосфатен йон);

H+ + (хидрогенфосфатен йон);

H+ + (фосфатен йон).

Общо йонно уравнение за дисоциацията на фосфорна киселина:

H3PO4 3H+ + .

Фосфорната киселина образува три серии соли:

а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – тризаместени или фосфати;

б) K2HPO4, CaHPO4 – двузаместени или хидрофосфати;

в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – монозаместени или дихидрогенфосфати.

Еднозаместените фосфати са киселинни, двуосновните фосфати са слабо алкални, а триосновните фосфати са алкални.

Всички алкални метали и амониеви фосфати са разтворими във вода. От калциевите соли на фосфорната киселина само калциевият дихидрогенфосфат се разтваря във вода. Калциевият хидрогенфосфат и калциевият фосфат са разтворими в органични киселини.

При нагряване фосфорната киселина първо губи вода - разтворителя, след което започва дехидратация на фосфорната киселина и се образува дифосфорна киселина:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Значителна част от фосфорната киселина се превръща в дифосфорна киселина при температура около 260°C.

в) Фосфорна киселина (хипофосфорна киселина) H4P2O6.

H4P2O6 е четириосновна киселина със средна сила. По време на съхранение хипофосфорната киселина постепенно се разлага. Когато разтворите му се нагреят, той се превръща в H3PO4 и H3PO3.

Образува се при бавното окисляване на H3PO3 във въздуха или при окисляването на белия фосфор във влажен въздух.

г) Хипофосфорна киселина (хипофосфорна киселина) H3PO2. Тази киселина е едноосновна и силна. Хипофосфорната киселина има следната структурна формула:

Хипофосфитите - соли на хипофосфорната киселина - обикновено са силно разтворими във вода.

Хипофосфитите и H3PO2 са енергийни редуциращи агенти (особено в кисела среда). Тяхната ценна характеристика е способността да редуцират разтворените соли на някои метали (Ni, Cu и др.) до свободен метал:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

Хипофосфорната киселина се получава чрез разлагане на калциеви или бариеви хипофосфити със сярна киселина:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Хипофосфитите се образуват при кипене на бял фосфор в суспензии на калциев или бариев хидроксид.

2P4 (бял) + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2.

2.3 Фосфин

Фосфин PH3 - съединение на фосфор с водород - безцветен газ с остър, неприятен мирис на чесън, силно разтворим във вода (не реагира химически с нея) и е много токсичен. На въздух чистият и сух фосфин се запалва при нагряване над 100-140°C. Ако фосфинът съдържа примеси на дифосфин P2H4, той спонтанно се запалва във въздуха.

При взаимодействие с някои силни киселини фосфинът образува фосфониеви соли, например:

PH3 + HCl = PH4Cl (фосфониев хлорид).

Структурата на фосфониевия катион [PH4]+ е подобна на структурата на амониевия катион +.

Водата разлага фосфониевите соли до образуване на фосфин и халогеноводород.

Фосфинът може да се получи чрез взаимодействие на фосфиди с вода:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3.

И едно последно нещо. При взаимодействието на фосфора с металите се образуват соли - фосфиди. Например Ca3P2 (калциев фосфид), Mg3P2 (магнезиев фосфид).

Глава III Фосфорни торове

Фосфорните съединения, подобно на азота, постоянно претърпяват трансформации в природата - цикълът на фосфор се среща в природата. Растенията извличат фосфати от почвата и ги превръщат в сложни фосфорсъдържащи органични вещества. Тези вещества влизат в тялото на животните с растителна храна - образуването на протеинови вещества в нервната и мускулната тъкан, калциеви фосфати в костите и др. След смъртта на животните и растенията, фосфорсъдържащите съединения се разлагат под действието на микроорганизми. В резултат на това се образуват фосфати. Така цикълът, представен от диаграмата, е завършен:

P (живи организми) P (почва).

Този цикъл се нарушава, когато фосфорните съединения се отстранят от добивите. Липсата на фосфор в почвата практически не се попълва естествено. Ето защо е необходимо да се прилагат фосфорни торове.

Както знаете, минералните торове могат да бъдат прости и сложни. Простите торове включват торове, съдържащи един хранителен елемент. Комплексните торове съдържат няколко хранителни вещества.

Как се произвеждат фосфатни торове в промишлеността? Естествените фосфати не се разтварят във вода и са слабо разтворими в почвени разтвори и се абсорбират слабо от растенията. Преработката на естествени фосфати във водоразтворими съединения е задача за химическата промишленост. Съдържанието на хранителния елемент фосфор в тора се оценява по съдържанието на фосфорен оксид (V) P2O5.

Основният компонент на фосфатните торове е калциев дихидроген или хидрогенфосфат. Фосфорът е част от много органични съединения в растенията. Храненето с фосфор регулира растежа и развитието на растенията. Най-често срещаните фосфорни торове включват:

1. Фосфоритно брашно - фин бял прах. Съдържа 18-26% P2O5.

Получава се чрез смилане на фосфорити Ca3(PO4)2.

Фосфоритното брашно може да се абсорбира само върху подзолисти и торфени почви, съдържащи органични киселини.

2. Прост суперфосфат - сив финозърнест прах. Съдържа до 20% P2O5.

Получава се чрез взаимодействие на естествен фосфат със сярна киселина:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.

суперфосфат

В този случай се получава смес от соли Ca(H2PO4)2 и CaSO4, която се усвоява добре от растенията във всяка почва.

3. Двоен суперфосфат (цвят и външен вид, подобни на обикновен суперфосфат).

Получава се чрез въздействие върху естествения фосфат с фосфорна киселина:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2.

В сравнение с обикновения суперфосфат, той не съдържа CaSO4 и е много по-концентриран тор (съдържа до 50% P2O5).

4. Утайка – съдържа 35-40% P2O5.

Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с разтвор на калциев хидроксид:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 2H2O.

Използва се на кисели почви.

5. Костно брашно. Получава се чрез обработка на костите на домашни животни и съдържа Ca3(PO4)2.

6. Амофос е комплексен тор, съдържащ азот (до 15% K) и фосфор (до 58% P2O5) под формата на NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4. Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с амоняк.

Заключение

И в заключение бих искал да кажа биологичното значение на фосфора. Фосфорът е неразделна част от тъканите на човешки, животински и растителни организми. В човешкото тяло повечето фосфор е свързан с калций. За да изгради скелет, детето се нуждае от толкова фосфор, колкото и калций. Освен в костите, фосфорът се намира в нервната и мозъчната тъкан, кръвта и млякото. В растенията, както и в животните, фосфорът е част от протеините.

От фосфора, постъпващ в човешкото тяло с храната, предимно яйца, месо, мляко и хляб, се изгражда АТФ - аденозинтрифосфорна киселина, която служи като колектор и носител на енергия, както и нуклеиновите киселини - ДНК и РНК, които пренасят наследствени свойства на тялото. АТФ се изразходва най-интензивно в активно работещите органи на тялото: черния дроб, мускулите и мозъка. Не напразно известният минералог, един от основателите на науката за геохимията, академик А. Е. Ферсман нарече фосфора „елементът на живота и мисълта“.

Както беше посочено, фосфорът съществува в природата под формата на съединения, открити в почвата (или разтворен в естествени води). Фосфорът се извлича от почвата от растенията, а животните получават фосфор от растителна храна. След смъртта на растителни и животински организми фосфорът се връща обратно в почвата. Така протича цикълът на фосфора в природата.

Библиография:

Ахметов Н.С. Химия 9 клас: учебник. за общо образование учебник заведения. – 2-ро изд. – М.: Образование, 1999. – 175 с.: ил.

Габриелян О.С. Химия 9 клас: учебник. за общо образование учебник заведения. – 4-то изд. – М.: Дропла, 2001. – 224 с.: ил.

Габриелян О.С. Химия 8-9 клас: метод. надбавка. – 4-то изд. – М.: Дропла, 2001. – 128 с.

Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методи за решаване на задачи по химия: учебник. надбавка. – М.: Образование, 1989. – 176 с.: ил.

Кременчугская М. Химия: Наръчник за ученици. – М.: Филол. Общество "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 с.

Крицман В.А. Христоматия по неорганична химия. – М.: Образование, 1986. – 273 с.

Подобни резюмета:

Арсен (лат. Arsenicum), As, химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 33, атомна маса 74.9216; стоманеносиви кристали. Елементът се състои от един стабилен изотоп

Катедра по химия на Сургутския държавен университет РЕЗЮМЕ

План:

Въведение……………………………………………………………………………………….	3
История на развитието на фосфора………………………………………………………...	3
Природни съединения и производство на фосфор……………………………………...	4
Химични свойства………………………………………………………………	4
Алотропни промени…………………………………………………………...	5
а) бяло…………………………………………………………………………………………..	6
б) червено……………………………………………………………………………………..	7
в) черно………………………………………………………………………………………….	7
Фосфорни оксиди……………………………………………………………………………………………	7
Ортофосфорна киселина……………………………………………………………...	9
Ортофосфати…………………………………………………………………………………….	11
Фосфорът в човешкото тяло………………………………………………………..	11
Съвпадения…………………………………………………………………………………….	12
Фосфорни торове………………………………………………………………..	12
Заключение…………………………………………………………………………….	14
1. Стойността на фосфора……………………………………………………………..	14
2. Прилагане на фосфор…………………………………………………………………………………	15
Библиография………………………………………………...	17

Въведение

Петата група на периодичната таблица включва два типични елемента - азот и фосфор - и подгрупи на арсен и ванадий. Съществува значителна разлика в свойствата между първия и втория типичен елемент.

В състояние на прости вещества азотът е газ, а фосфорът е твърдо вещество. Тези две вещества получиха широк спектър от приложения, въпреки че когато азотът беше изолиран за първи път от въздуха, той се смяташе за вреден газ и можеше да се спечелят голяма сума пари от продажбата на фосфор (фосфорът беше ценен заради способността си да свети в тъмното).

История на откриването на фосфора

По ирония на съдбата фосфорът е откриван няколко пъти. И всеки път го получавахме от... урина. Има препратки към факта, че арабският алхимик Алхилд Бехил (12 век) е открил фосфора чрез дестилация на урина, смесена с глина, вар и въглища. Въпреки това, датата на откриване на фосфора се счита за 1669 г. Хамбургският аматьор алхимик Хенинг Бранд, фалирал търговец, който мечтаеше да подобри делата си с помощта на алхимията, обработваше голямо разнообразие от продукти. Теоретизирайки, че физиологичните продукти може да съдържат „първичната материя“, за която се смята, че е в основата на философския камък, Бранд се интересува от човешката урина.

Той събра около един тон урина от казармите на войниците и я изпари, за да образува сиропообразна течност. Той дестилира тази течност отново и получава тежко червено "масло от урина", което се дестилира до образуване на твърд остатък. При нагряване на последния, без достъп на въздух, той забелязва образуването на бял дим, който се утаява по стените на съда и свети ярко в тъмното. Бранд нарекъл полученото от него вещество фосфор, което в превод от гръцки означава „носител на светлина“.

В продължение на няколко години „рецептата за приготвяне“ на фосфор се пази в най-строга тайна и е известна само на няколко алхимици. Фосфорът е открит за трети път от Р. Бойл през 1680г.

В леко модифицирана форма, древният метод за производство на фосфор също се използва през 18 век: смес от урина с оловен оксид (PbO), готварска сол (NaCl), поташ (K 2 CO 3) и въглища (C) нагрят. Едва през 1777 г. К. В. Шееле разработи метод за получаване на фосфор от рога и кости на животни.

Природни съединения и производство на фосфор

По изобилие в земната кора фосфорът изпреварва азота, сярата и хлора. За разлика от азота, фосфорът, поради високата си химична активност, се среща в природата само под формата на съединения. Най-важните фосфорни минерали са апатит Ca 5 X (PO 4) 3 (X - флуор, по-рядко хлор и хидроксилна група) и фосфорит, чиято основа е Ca 3 (PO 4) 2. Най-голямото находище на апатит се намира на полуостров Кола, в района на планината Хибини. Находищата на фосфорит се намират в планината Каратау, в Московска, Калужка, Брянска област и други места. Фосфорът е част от някои протеинови вещества, съдържащи се в генеративните органи на растенията, в нервната и костната тъкан на животните и хората. Мозъчните клетки са особено богати на фосфор.

Днес фосфорът се произвежда в електрически пещи чрез редуциране на апатита с въглища в присъствието на силициев диоксид:

Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO 3 +5CO+P 2 .

Фосфорните пари при тази температура се състоят почти изцяло от P2 молекули, които при охлаждане кондензират в P4 молекули.

Химични свойства

Електронна конфигурация на фосфорния атом

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3d 0

Външният електронен слой съдържа 5 електрона. Наличието на три несдвоени електрона на външно енергийно ниво обяснява, че в нормално, невъзбудено състояние, валентността на фосфора е 3.

Но на третото енергийно ниво има свободни клетки на d-орбитали, следователно, при преход към възбудено състояние, 3S електрони ще се отделят и ще се преместят на d подниво, което води до образуването на 5 несдвоени елемента.

Така валентността на фосфора във възбудено състояние е 5.

В съединенията фосфорът обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко +3, -3.

1. Реакции с кислород:

4P 0 + 5O 2
2P 2 +5 O 5

(с липса на кислород: 4P 0 + 30 2 2P 2 +3 О 3 )

2. С халогени и сяра:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(фосфорните халогениди се разлагат лесно от вода, например:

PCl 3 + 3H 2 O  H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O  H 3 PO 4 + 5HCl)

3. С азотна киселина:

3P 0 + 5HN +5 O 3 + 2H 2 O  3H 3 P +5 O 4 + 5N +2 O

4. Образува фосфиди с метали, в които фосфорът проявява степен на окисление 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(магнезиевият фосфид лесно се разлага от вода Mg 3 П 2 + 6Н 2 О 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (фосфин))

3Li + P  Li 3 P -3

5. С алкали:

4P + 3NaOH + 3H 2 O  PH 3 + 3NaH 2 PO 2

В реакции (1,2,3) - фосфорът действа като редуциращ агент, в реакция (4) - като окислител; реакция (5) - пример за реакция диспропорционалност.

Фосфорът може да бъде както редуциращ агент, така и окислител.

Алотропни промени

В свободно състояние фосфорът образува няколко алотропни модификации. Това се обяснява с факта, че фосфорните атоми са способни да се свързват, за да образуват кристални решетки от различен тип.
маса 1

Физични свойства на фосфора

Алотропна модификация	Плътност,	t pl,	Т бала,	Външен вид и характерни черти
Бяло	1,73	44,1	280,5	Бял кристален прах, токсичен, спонтанно се запалва във въздуха. При 280-300°C се зачервява
червен	2,3	590	Сублимира при около 400°C	Червен кристален или аморфен прах, нетоксичен. При 220°C и 12  10 8 Pa се превръща в черен фосфор. Свети във въздуха само при запалване
черен	2,7	При нагряване се превръща в червен фосфор		Графитоподобна структура. При нормални условия - полупроводник, под налягане провежда електрически ток като метал

б Бяла модификация на фосфора, в резултат на кондензацията на парите, има молекулна кристална решетка, в чиито възли са разположени молекули Р4 (фиг. 1). Поради слабостта на междумолекулните сили, белият фосфор е летлив, стопим, може да се реже с нож и се разтваря в неполярни разтворители, като въглероден дисулфид. Белият фосфор е много реактивно вещество. Реагира бурно с кислород, халогени, сяра и метали. Окисляването на фосфора във въздуха се придружава от нагряване и нажежаване. Следователно белият фосфор се съхранява под вода, с която не реагира. Белият фосфор е много токсичен.

Около 80% от общото производство на бял фосфор отива за синтеза на чиста ортофосфорна киселина. Той от своя страна се използва за производство на натриеви полифосфати (използват се за намаляване на твърдостта на питейната вода) и хранителни фосфати. Останалият бял фосфор се използва за създаване на димообразуващи вещества и запалителни смеси.

Мерки за безопасност. При производството на фосфор и неговите съединения са необходими специални предпазни мерки, т.к белият фосфор е силна отрова. Продължителната работа в атмосфера на бял фосфор може да доведе до заболяване на костите, загуба на зъби и некроза на челюстните области. При запалване белият фосфор причинява болезнени изгаряния, които не заздравяват дълго време. Белият фосфор трябва да се съхранява под вода в запечатани контейнери. Горящият фосфор се гаси с въглероден диоксид, разтвор на CuSO 4 или пясък. Изгорената кожа трябва да се измие с разтвор на Km nO 4 или CuSO 4 . Антидотът при отравяне с фосфор е 2% разтвор на CuSO 4.

П При дългосрочно съхранение, както и при нагряване, се превръща в бял фосфор в червена модификация(за първи път е получен едва през 1847 г.). Името червен фосфор се отнася до няколко модификации, които се различават по плътност и цвят: варира от оранжево до тъмночервено и дори лилаво. Всички разновидности на червения фосфор са неразтворими в органични разтворители и в сравнение с белия фосфор те са по-малко реактивни и имат полимерна структура: това са P4 тетраедри, свързани помежду си в безкрайни вериги (фиг. 2).

Червеният фосфор се използва в металургията, производството на полупроводникови материали и лампи с нажежаема жичка и се използва в производството на кибрит.

н Най-стабилната модификация на фосфора е черен фосфор. Получава се чрез алотропна трансформация на бял фосфор при t=220 0 C и повишено налягане. На външен вид прилича на графит. Кристалната структура на черния фосфор е слоеста, състояща се от гофрирани слоеве (фиг. 3). Черният фосфор е най-малко активната модификация на фосфора. При нагряване без достъп на въздух той, подобно на червеното, се превръща в пара, от която кондензира в бял фосфор.

Фосфорен (V) оксид

P2+5O5 Фосфорен анхидрид (фосфорен (V) оксид)

Бели кристали, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 кипене. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm3. Има няколко модификации. В пара се състои от молекули P 4 H 10, той е много хигроскопичен (използва се като десикант за газове и течности).

Касова бележка

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Химични свойства

Всички химични свойства на киселинните оксиди: реагира с вода, основни оксиди и основи

1) П 2 О 5 + з 2 О  2 HPO 3 (метафосфорна киселина)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (пирофосфорна киселина)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (ортофосфорна киселина)

2) П 2 О 5 + 3BaO Ба 3 (П.О. 4 ) 2

В зависимост от излишъка на алкали, той образува средни и киселинни соли:

натриев хидроген фосфат

натриев дихидроген фосфат

ОТНОСНО фосфорна киселина. Известни са няколко киселини, съдържащи фосфор. Най-важната от тях е ортофосфорната киселина H 3 PO 4 (фиг. 5).

Безводната ортофосфорна киселина е леки прозрачни кристали, които дифундират във въздуха при стайна температура. Точка на топене 42,35 0 С. Фосфорната киселина образува разтвори с всякаква концентрация с вода.

Ортофосфорната киселина съответства на следната структурна формула:

Р
В лабораторията фосфорна киселина получавамокисление на фосфор с 30% азотна киселина:

4. Реагира с основи и амоняк; ако киселината се вземе в излишък, тогава се образуват киселинни соли:

натриев хидроген фосфат

натриев дихидроген фосфат

5. Реагира със соли на слаби киселини:

При нагряване постепенно се превръща в метафосфорна киселина:

бифосфор

киселина

2. При излагане на разтвор на сребърен (I) нитрат се появява жълта утайка:

жълто

утайка

3. Ортофосфорната киселина играе важна роля в живота на животните и растенията.Неговите остатъци са част от аденозинтрифосфорната киселина АТФ.

Когато АТФ се разпадне, се освобождава голямо количество енергия.

Ортофосфати. Фосфорната киселина образува три серии соли. Ако обозначим металните атоми с буквите Me, тогава можем да изобразим в общ вид състава на неговите соли (Таблица 3).

Таблица 3

Химични формули на ортофосфати, съдържащи метали

едновалентен	двувалентен	тривалентен
	Ортофосфати Аз 3 (PO 4) 2	Аз 3 PO 4
	Водородни ортофосфати	Аз 2 (NRO 4) 3
	Дихидроген ортофосфати Me(H 2 PO 4) 2	Me(H 2 PO 4) 3

Вместо едновалентен метал, съставът на ортофосфатните молекули може да включва амониева група: (NH 4) 3 PO 4 - амониев ортофосфат;

(NH 4) 2 HPO 4 - амониев хидроген ортофосфат; NH 4 H 2 PO 4 – амониев дихидроген ортофосфат.

Калциевите и амониевите ортофосфати и хидроортофосфати се използват широко като торове, а натриевият ортофосфат и натриевият хидрогенортофосфат се използват за утаяване на калциеви соли от водата.

Фосфор в човешкото тяло

В човешко тяло с тегло 70 кг. Съдържа около 780 g фосфор. Фосфорът присъства под формата на калциеви фосфати в човешки и животински кости. Също така е част от протеини, фосфолипиди и нуклеинови киселини; Фосфорните съединения участват в енергийния метаболизъм (аденезинтрифосфорна киселина, АТФ). Дневната нужда на човешкия организъм от фосфор е 1,2 г. Основното количество от него приемаме с млякото и хляба (в 100 г хляб се съдържат приблизително 200 мг фосфор). Най-богати на фосфор са рибата, бобът и някои видове сирена.

Интересното е, че за правилното хранене е необходимо да се поддържа баланс между количеството консумиран фосфор и калций: оптималното съотношение в тези хранителни елементи е 1,51. Излишъкът от храни, богати на фосфор, води до измиване на калций от костите, а при излишък на калций се развива уролитиаза.

Съвпадения

Горящата повърхност на кибритена кутия е покрита със смес от червен фосфор и стъклен прах. Съставът на кибритената глава включва окислители (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) и редуциращи агенти (S, Sb 2 S 3). При триене от повърхността на запалването сместа, нанесена върху кибрита, се запалва:

Първите фосфорни кибрити - с глава от бял фосфор - са създадени едва през 1827 г. Такива кибрити се запалват при триене в някаква повърхност, което често води до пожари. Освен това белият фосфор е много отровен. Описани са случаи на отравяне с фосфорни кибритени клечки, както поради невнимателно боравене, така и с цел самоубийство: за това беше достатъчно да изядете няколко кибритени глави. Ето защо фосфорните кибрити бяха заменени от безопасни, които ни служат вярно и до днес. Индустриалното производство на безопасни кибрит започва в Швеция през 60-те години. XIX век.

Фосфорни торове

Минералните торове са източник на различни хранителни вещества за растенията и свойствата на почвата, предимно азот, фосфор и калий, а след това калций, магнезий, сяра, желязо.

Фосфорът е част от много органични съединения в растенията. Храненето с фосфор регулира растежа и развитието на растенията.

Суровините за производството на фосфорни торове, фосфор и всички фосфорни съединения са апатитни и фосфатни руди. Съставът на апатитите най-често се изразява с формулата Ca 5 (PO 4) 3 F (флуорапатит). Фосфоритите се различават от флуорапатитите по това, че вместо F - йони съдържат OH - или
. Фосфоритите обикновено съдържат повече примеси от флуорапатита.

В предреволюционна Русия са били известни и разработени само тънки находища на нискокачествени фосфорити. Следователно събитие от огромно национално икономическо значение беше откриването на находище на апатит на Колския полуостров в планината Хибини през 20-те години на миналия век. Тук е изградена голяма преработвателна фабрика, която разделя добитата скала в концентрат с високо съдържание на фосфор и примеси - „нефелинови отпадъци“, използвани за производство на алуминий, сода, поташ и цимент.

В Южен Казахстан, в планината Каратау, са открити мощни находища на фосфорити.

Най-евтиният фосфорен тор е фино смлян фосфорит - фосфатна скала. Фосфорът се съдържа в него под формата на неразтворим във вода калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2. Следователно фосфоритите не се усвояват от всички растения и не от всички почви. По-голямата част от добитите фосфорни руди се преработват по химически методи във вещества, достъпни за всички растения на всяка почва. Това са водоразтворими калциеви фосфати:

Двоен суперфосфат(цвят и външен вид, подобни на обикновен суперфосфат - сив финозърнест прах).

Получава се чрез въздействие върху естествения фосфат с фосфорна киселина:

В сравнение с обикновения суперфосфат, той не съдържа CaSO 4 и е значително концентриран тор (съдържа до 50% P 2 O 5).

Утайка– съдържа 35-40% P 2 O 5.

Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с разтвор на калциев хидроксид:

Използва се на кисели почви.

Амофос – комплекс тор, съдържащ азот (до 15% N) и фосфор (до 58% P 2 O 5) под формата на NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4. Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с амоняк.

Преди това, повече от 100 години, т.нар прост суперфосфат, който се образува от действието на сярна киселина върху естествен калциев фосфат:

В този случай относително по-малко сярна киселина реагира с калциев фосфат, отколкото при производството на фосфорна киселина от него. Резултатът е смес от калциев дихидроген фосфат и калциев сулфат. Това е тор с масова част на P 2 O 5 не по-висока от 20%. Сега простият суперфосфат се произвежда в сравнително малък мащаб в предварително построени инсталации.

Сложен състав. Съдържа P, Ca, Si, C, Fe и други елементи

Комплекс

Амофос

Амофоска

Нитроамофоска

Заключение

Стойност на фосфора

Фосфорната киселина е от голямо значение като един от най-важните компоненти на храненето на растенията. Фосфорът се използва от растенията за изграждане на най-жизнените им части – семена и плодове.

Производните на ортофосфорната киселина са много необходими не само за растенията, но и за животните. Костите, зъбите, черупките, ноктите, иглите и шиповете в повечето живи организми се състоят главно от калциев ортофосфат. В допълнение, ортофосфорната киселина, образувайки различни съединения с органични вещества, активно участва в метаболитните процеси на живия организъм с околната среда. В резултат на това производните на фосфора се намират в костите, мозъка, кръвта, мускулите и съединителната тъкан на хора и животни. Особено много ортофосфорна киселина има в състава на нервните (мозъчни) клетки, което позволи на A.E. Ферсман 1, известен геохимик, нарече фосфора „елементът на мисълта“. Намаляването на съдържанието на фосфорни съединения в храната или въвеждането им в несмилаема форма има много негативен ефект върху състоянието на тялото (заболяване на животните с рахит, анемия и др.).

Приложение на фосфор

Понастоящем фосфорната киселина се използва доста широко. Основният му потребител е производството на фосфорни и комбинирани торове. За тези цели годишно в целия свят се добиват около 100 милиона тона фосфорсъдържаща руда.Фосфорните торове не само спомагат за увеличаване на производителността на различни селскостопански култури, но и придават на растенията зимна издръжливост и устойчивост на други неблагоприятни климатични условия и създават условия за по-бързо узряване на културите в райони с кратък вегетационен период. Влияят благоприятно и на почвата, като подпомагат нейното структуриране, развитието на почвени бактерии, променят разтворимостта на други съдържащи се в почвата вещества и потискат част от образуваните вредни органични вещества.

Хранителната промишленост консумира много ортофосфорна киселина. Факт е, че разредената ортофосфорна киселина има много приятен вкус и малките й добавки към мармалади, лимонади и сиропи значително подобряват вкуса им. Някои соли на фосфорната киселина също имат това свойство. Калциевите хидрогенфосфати, например, отдавна се включват в бакпулверите, подобряващи вкуса на кифли и хляб.

Други индустриални приложения на ортофосфорната киселина също са интересни. Например, беше забелязано, че импрегнирането на дърво със самата киселина и нейните соли прави дървото незапалимо. На тази основа вече се произвеждат огнезащитни бои, незапалими плочи от фосфорно дърво, незапалим фосфатен пенопласт и други строителни материали.

Различни соли на фосфорната киселина се използват широко в много индустрии, в строителството, различни области на техниката, в комуналните услуги и бита, за защита от радиация, за омекотяване на вода, борба с котлен камък и производство на различни почистващи препарати.

Фосфорната киселина, кондензираните киселини и дехидратираните фосфати служат като катализатори в процесите на дехидратация, алкилиране и полимеризация на въглеводороди.

Органофосфорните съединения заемат специално място като екстрагенти, пластификатори, лубриканти, прахообразни добавки и абсорбенти в хладилните агрегати. Солите на киселинните алкилфосфати се използват като повърхностноактивни вещества, антифриз, специални торове, латексни антикоагуланти и др. Киселинните алкилфосфати се използват за екстракционна обработка на течности от уранова руда.

Списък на използваната литература:

F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. ХИМИЯ. Учебник за 9 клас на общообразователните институции. – М., 5-то издание, ПРОСВЕЩЕНИЕ, 1997.
ХИМИЯ. Справочни материали. Под редакцията на Ю. Д. Третяков, - М., ОБРАЗОВАНИЕ, 1984.
ХИМИЯ. Наръчник за ученици, - М., 1995.
ХИМИЯ. Енциклопедия за деца. Том 17, AVANTA, 2000.
Weser W.-J., Фосфор и неговите съединения, прев. от английски, - М., 1963.
Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Ферсман Александър Евгениевич, съветски геохимик и минералог, академик на Академията на науките на СССР (1919). Ученик на В. И. Вернадски.

Фосфор (P)- поради висока активност в свободно състояние не се среща в природата.

Електронна конфигурация 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3

Фосфорът е неметал (това, което преди се наричаше металоид) със средна активност. Външната орбита на фосфорния атом съдържа пет електрона, три от които са несдвоени. Следователно, той може да проявява валенции от 3-, 3+ и 5+.

За да може фосфорът да прояви валентност 5+, е необходимо някакво въздействие върху атома, което би превърнало двата сдвоени електрона от последната орбита в несдвоени.

Фосфорът често се нарича многостранен елемент. Наистина, при различни условия той се държи различно, проявявайки или окислителни, или редуциращи свойства. Универсалността на фосфора включва и способността му да съществува в няколко алотропни модификации.

Разпространение в природата

Фосфорът е широко разпространен в природата и съставлява 0,12% от земната кора. Влиза в състава на протеини от растителен и животински произход. Човешкият скелет съдържа приблизително 1400 г фосфор, мускулите - 130 г, мозъкът и нервите - 12 г. Фосфорът заема значителна част в химичния състав на растенията и затова е важен тор. Основните суровини за производството на торове са апатит CaF 2 Ch3Ca 3 (PO 4) 2 и фосфорити, чиято основа е калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2. Елементарният фосфор се получава чрез електротермична редукция при 1400-1600°C от фосфорити и апатити в присъствието на SiO2. Апатит се добива в Русия, Бразилия, Финландия и Швеция. Основен източник на фосфор е фосфатната руда, добивана в големи количества в САЩ, Мароко, Тунис, Алжир, Египет и Израел. Гуано, друг източник на фосфор, се добива във Филипините, Сейшелите, Кения и Намибия.

Най-важните алотропни модификации

Бял фосфор.Може би най-известната модификация на елемент № 15 е мекият, восъчен, бял или жълт фосфор. Бранд го открива и благодарение на свойствата си елементът получава името си: на гръцки „фосфор“ означава светещ, светещ. Молекулата на белия фосфор се състои от четири атома, подредени във формата на тетраедър. Плътност 1,83, точка на топене 44,1°C, точка на кипене 280°C, Белият фосфор е отровен, изключително реактивен и лесно се окислява. Разтворим във въглероден дисулфид, течен амоняк и SO 2, бензен, етер, летлив. Има остър мирис на чесън. Почти неразтворим във вода. Свети в тъмното.

Червен фосфор.При нагряване без достъп на въздух над 250°C белият фосфор се превръща в червен. Това вече е полимер, но не много подредена структура. Реактивността на червения фосфор е значително по-малка от тази на белия фосфор. Не свети на тъмно и не се разтваря в въглероден дисулфид. (Винаги съдържа малки количества бял фосфор, в резултат на което може да бъде отровен.). Плътността му е много по-голяма, структурата му е дребнокристална. Без мирис, червено-кафяв цвят. Атомната кристална решетка е много сложна, обикновено аморфна. Неразтворим във вода и органични разтворители. Стабилен. Физическите свойства зависят от метода на приготвяне.

Черен фосфор- полимерно вещество с метален блясък, подобно на графит, без мирис, мазно на допир. Неразтворим във вода и органични разтворители. Атомна кристална решетка, полупроводник. t°кипене= 453°С (сублимация), t°топене= 1000°C (при p=1.8 * 10 9 Pa), стабилен.

По-малко известни са други, още по-високомолекулни модификации на фосфора - виолетова и кафява, които се различават една от друга по молекулно тегло и степен на подреденост на макромолекулите. Тези модификации са лабораторна екзотика и за разлика от белия и червения фосфор все още не са намерили практическо приложение.

Популярни в категорията: