Domov › Vybít › Kde se v přírodě nachází fosfor? Fosfor a jeho sloučeniny – Knowledge Hypermarket

Kde se v přírodě nachází fosfor? Fosfor a jeho sloučeniny – Knowledge Hypermarket

>> Chemie: Fosfor a jeho sloučeniny

Struktura a vlastnosti atomů . Dalším zástupcem po dusíku hlavní podskupiny V. skupiny Periodické tabulky je nekovový prvek fosfor R. Atomy mají oproti atomům dusíku větší poloměr, nižší hodnotu elektronegativity, a tedy výraznější redukční vlastnosti. Sloučeniny s oxidačním stavem -3 atomu fosforu jsou méně časté než u dusíku (pouze u fosfidů - sloučenin fosforu s kovy, např. Ca3P2, Na3P). Fosfor častěji vykazuje ve sloučeninách oxidační stav +5. Ale jeho sloučenina s vodíkem - fosfin PH3 - je vzácný případ, kdy kovalentní vazba mezi atomy různých prvků je nepolární kvůli skutečnosti, že elektronegativita fosforu a vodíku mají téměř stejné hodnoty.

Fosfor je jednoduchá látka. Chemický prvek fosfor tvoří několik alotropních modifikací. Z nich již znáte dvě jednoduché látky: bílý fosfor a červený fosfor.

Bílý fosfor má molekulární krystalovou mřížku sestávající z molekul P4. Nerozpustný ve vodě, rozpustný v sirouhlíku. Na vzduchu snadno oxiduje a v práškové formě se dokonce vznítí.

Bílý fosfor je velmi jedovatý. Jeho zvláštní vlastností je schopnost svítit ve tmě díky jeho oxidaci. Skladuje se pod vodou.

Červený fosfor je tmavě karmínový prášek. Nerozpouští se ani ve vodě, ani v sirouhlíku. Na vzduchu pomalu oxiduje a nedochází k samovolnému vznícení. Není jedovatý a ve tmě nesvítí.

Když se červený fosfor zahřeje ve zkumavce uzavřené vatovým tamponem, změní se na bílý fosfor (koncentrované páry) a pokud tampón vytáhneme, bude vzduchem blikat bílý fosfor (obr. 35). Tento experiment ukazuje hořlavost bílého fosforu.

Chemické vlastnosti červeného a bílého fosforu jsou podobné, ale bílý fosfor je chemicky aktivnější. Takže oba, jak se sluší na nekovy, interagují s kovy a tvoří fosfidy:

Bílý fosfor se na vzduchu samovolně vznítí, červený fosfor při zapálení hoří. V obou případech vzniká oxid fosforečný, který se uvolňuje ve formě hustého bílého kouře:

4P + 502 = 2P205

Rýže. 35. Pokus znázorňující přechod červeného fosforu na bílý

Fosfor nereaguje přímo s vodíkem, fosfin PH3 lze získat nepřímo, například z fosfidů:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Fosfin- velmi jedovatý plyn s nepříjemným zápachem. Snadno hořlavý na vzduchu. Tato vlastnost fosfinu vysvětluje vzhled bažinových vůlí.

Sloučeniny fosforu . Při hoření fosfinu nebo fosforu, jak už víte, vzniká oxid fosforečný P205 – bílý hygroskopický prášek. Je to typický kyselý oxid, mající všechny vlastnosti kyselých oxidů.

Oxid fosforečný odpovídá kyselině fosforečné H3P04. Je to pevná průhledná krystalická látka, vysoce rozpustná ve vodě v jakémkoli poměru. Jako trojsytná kyselina tvoří H3P04 tři řady solí:

střední soli nebo fosforečnany, například Ca3(PO4)2, které jsou nerozpustné ve vodě, s výjimkou fosforečnanů alkalických kovů;

soli kyselin - dihydrogenfosforečnany, například Ca(H2P04)2, z nichž většina je vysoce rozpustná ve vodě;

soli kyselin - hydrofosforečnany, například CaHPO4, které jsou málo rozpustné ve vodě (kromě fosforečnanů sodných, draselných a amonných), tj. zaujímají v rozpustnosti mezilehlou polohu mezi fosforečnany a hydrofosforečnany.

V přírodě se fosfor nevyskytuje ve volné formě – pouze ve formě sloučenin. Nejvýznamnějšími přírodními sloučeninami fosforu jsou minerály fosfority a apatity. Jejich složkou je fosforečnan vápenatý Ca3(P04)2, ze kterého se průmyslově získává fosfor.

Biologický význam fosforu. Fosfor je trvalou součástí tkání lidských, živočišných a rostlinných organismů. V lidském těle je většina fosforu vázána na vápník. Ke stavbě kostry potřebuje dítě tolik fosforu jako vápníku. Kromě kostí se fosfor nachází v nervových a mozkových tkáních, krvi a mléce. V rostlinách, stejně jako u zvířat, je fosfor součástí bílkovin.

Z fosforu, který se do lidského těla dostává s potravou, hlavně vejci, masem, mlékem a chlebem, se buduje ATP - kyselina adenosintrifosforečná, která slouží jako sběrač a nosič energie, dále nukleové kyseliny - DNA a RNA, které přenášejí dědičné vlastnosti těla. ATP se nejintenzivněji spotřebovává v aktivně pracujících orgánech těla: játra, svaly, mozek. Ne nadarmo slavný mineralog, jeden ze zakladatelů vědy geochemie, akademik A. E. Fersman nazval fosfor „prvkem života a myšlení“.

Jak již bylo uvedeno, fosfor se v přírodě vyskytuje ve formě sloučenin nacházejících se v půdě (nebo rozpuštěných v přírodních vodách). Fosfor je extrahován z půdy rostlinami a zvířata získávají fosfor z rostlinné potravy. Po smrti rostlinných a živočišných organismů se fosfor vrací do půdy. V přírodě tak probíhá cyklus fosforu (obr. 36).

Aplikace fosforu a jeho sloučenin . Červený fosfor se používá k výrobě zápalek a kyseliny fosforečné, která se zase používá k výrobě fosfátových hnojiv a krmných přísad pro hospodářská zvířata. Kromě toho se fosfor používá k výrobě pesticidů (vzpomeňte si na plechovky dichlorvosu, chlorofosu atd.).

Objev fosforu . Fosfor byl objeven německým alchymistou G. Brandem v roce 1669 a svůj název dostal pro svou schopnost svítit ve tmě (řec. fosfor - luminiferous).

1. Alotropie fosforu: bílý fosfor, červený fosfor.

2. Vlastnosti fosforu: tvorba fosfidů, fosfinu, oxidu fosforečného (V).

3. Kyselina fosforečná a tři řady jejích solí: fosforečnany, hydrogenfosforečnany a dihydrogenfosforečnany.

4. Biologický význam fosforu (fosforečnan vápenatý, ATP, DNA a RNA).

5. Aplikace fosforu a jeho sloučenin.

Napište vzorce tří druhů solí sodíku a kyseliny fosforečné, pojmenujte je a zapište rovnice pro jejich disociaci.

Napište reakční rovnice, které lze použít k provedení následujících transformací:

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

Obsah lekce poznámky k lekci podpůrná rámcová lekce prezentace akcelerační metody interaktivní technologie Praxe úkoly a cvičení autotest workshopy, školení, případy, questy domácí úkoly diskuze otázky řečnické otázky studentů Ilustrace audio, videoklipy a multimédia fotografie, obrázky, grafika, tabulky, diagramy, humor, anekdoty, vtipy, komiksy, podobenství, rčení, křížovky, citáty Doplňky abstraktyčlánky triky pro zvídavé jesličky učebnice základní a doplňkový slovník pojmů ostatní Zkvalitnění učebnic a lekcíopravovat chyby v učebnici aktualizace fragmentu v učebnici, prvky inovace v lekci, nahrazení zastaralých znalostí novými Pouze pro učitele perfektní lekce kalendářní plán na rok, metodická doporučení, diskusní pořady Integrované lekce

Fosfor a jeho sloučeniny

Úvod

Kapitola I. Fosfor jako prvek a jako jednoduchá látka

1.1. Fosfor v přírodě

1.2. Fyzikální vlastnosti

1.3. Chemické vlastnosti

1.4. Účtenka

1.5. aplikace

Kapitola II. Sloučeniny fosforu

2.1. Oxidy

2.2. Kyseliny a jejich soli

2.3. Fosfin

Kapitola III. Fosforečná hnojiva

Závěr

Bibliografie

Úvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P je chemický prvek skupiny V periodického systému Mendělejeva, atomové číslo 15, atomová hmotnost 30,973762(4). Podívejme se na strukturu atomu fosforu. Vnější energetická hladina atomu fosforu obsahuje pět elektronů. Graficky to vypadá takto:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

V roce 1699 hamburský alchymista H. Brand při hledání „kámenu mudrců“ údajně schopného přeměnit obecné kovy ve zlato, když odpařoval moč s uhlím a pískem, izoloval bílou voskovou látku, která mohla zářit.

Název „fosfor“ pochází z řečtiny. „phos“ – světlo a „foros“ – nosič. V Rusku byl termín „fosfor“ zaveden v roce 1746 M.V. Lomonosov.

Mezi hlavní sloučeniny fosforu patří oxidy, kyseliny a jejich soli (fosforečnany, dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosfidy, fosfity).

Hodně látek obsahujících fosfor se nachází v hnojivech. Taková hnojiva se nazývají fosforečná hnojiva.

Kapitola já Fosfor jako prvek i jako jednoduchá látka

1.1 Fosfor v přírodě

Fosfor je jedním z běžných prvků. Celkový obsah v zemské kůře je asi 0,08 %. Fosfor se v přírodě díky své snadné oxidaci vyskytuje pouze ve formě sloučenin. Hlavními fosforovými minerály jsou fosfority a apatity, z posledně jmenovaných je nejčastější fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosfority jsou rozšířeny na Uralu, Povolží, Sibiři, Kazachstánu, Estonsku a Bělorusku. Největší ložiska apatitu se nacházejí na poloostrově Kola.

Fosfor je nezbytný prvek pro živé organismy. Je přítomen v kostech, svalech, mozkové tkáni a nervech. Molekuly ATP jsou stavěny z fosforu – kyseliny adenosintrifosforečné (ATP je sběrač a nositel energie). Tělo dospělého člověka obsahuje v průměru asi 4,5 kg fosforu, především v kombinaci s vápníkem.

Fosfor se také nachází v rostlinách.

Přírodní fosfor se skládá pouze z jednoho stabilního izotopu 31 R. Dnes je známo šest radioaktivních izotopů fosforu.

1.2 Fyzikální vlastnosti

Fosfor má několik alotropních modifikací - bílý, červený, černý, hnědý, fialový fosfor atd. První tři z nich jsou nejvíce prozkoumané.

Bílý fosfor- bezbarvá krystalická látka s nažloutlým nádechem, která svítí ve tmě. Jeho hustota je 1,83 g/cm3. Nerozpustný ve vodě, rozpustný v sirouhlíku. Má charakteristickou česnekovou vůni. Teplota tání 44°C, teplota samovznícení 40°C. Aby byl bílý fosfor chráněn před oxidací, je skladován pod vodou ve tmě (na světle se přeměňuje na červený fosfor). V chladu je bílý fosfor křehký, při teplotách nad 15°C měkne a lze jej řezat nožem.

Molekuly bílého fosforu mají krystalovou mřížku, v jejíchž uzlech jsou molekuly P 4 ve tvaru čtyřstěnu.

Každý atom fosforu je spojen třemi vazbami σ s dalšími třemi atomy.

Bílý fosfor je jedovatý a způsobuje těžko se hojící popáleniny.

Červený fosfor– práškovitá látka tmavě červené barvy, bez zápachu, nerozpouští se ve vodě a sirouhlíku a nesvítí. Teplota vznícení 260°C, hustota 2,3 g/cm3. Červený fosfor je směsí několika alotropních modifikací, které se liší barvou (od šarlatové po fialovou). Vlastnosti červeného fosforu závisí na podmínkách jeho výroby. Není jedovatý.

Černý fosfor Vypadá jako grafit, je na dotek mastný a má polovodičové vlastnosti. Hustota 2,7 g/cm3.

Červený a černý fosfor mají atomovou krystalovou mřížku.

1.3 Chemické vlastnosti

Fosfor je nekov. Ve sloučeninách obvykle vykazuje oxidační stav +5, méně často – +3 a –3 (pouze u fosfidů).

Reakce s bílým fosforem jsou snadnější než s červeným fosforem.

I. Interakce s jednoduchými látkami.

1. Interakce s halogeny:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (chlorid fosforečný),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (chlorid fosforečný).

2. Interakce s nekovy:

2P + 3S = P2S3 (sulfid fosforečný.

3. Interakce s kovy:

2P + 3Ca = Ca3P2 (fosfid vápenatý).

4. Interakce s kyslíkem:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (oxid fosforečný, anhydrid kyseliny fosforečné).

II. Interakce s komplexními látkami.

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

1.4 Potvrzení

Fosfor se získává z drcených fosforitů a apatitů, které se smíchají s uhlím a pískem a kalcinují v pecích při 1500 °C:

2Ca3(P04)2 + 10C + 6Si02

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor se uvolňuje ve formě páry, která kondenzuje v přijímači pod vodou a tvoří bílý fosfor.

Při zahřátí na 250-300°C bez přístupu vzduchu se bílý fosfor změní na červený.

Černý fosfor se získává dlouhodobým zahříváním bílého fosforu za velmi vysokého tlaku (200°C a 1200 MPa).

1.5 Aplikace

Při výrobě zápalek se používá červený fosfor (viz obrázek). Je součástí směsi nanesené na boční plochu krabičky od zápalek. Hlavní složkou hlavičky zápalky je Bertholletova sůl KClO 3 . V důsledku tření hlavičky zápalky o mazivo se částice fosforu ve vzduchu vznítí. V důsledku oxidační reakce fosforu se uvolňuje teplo, které vede k rozkladu Bertholletovy soli.

KCl+.

Výsledný kyslík pomáhá zapálit hlavičku zápalky.

Fosfor se používá v metalurgii. Používá se k výrobě vodičů a je součástí některých kovových materiálů, jako jsou cínové bronzy.

Fosfor se také používá při výrobě kyseliny fosforečné a pesticidů (dichlorvos, chlorofos atd.).

Bílý fosfor se používá k vytváření kouřových clon, protože jeho spalováním vzniká bílý kouř.

Kapitola II . Sloučeniny fosforu

2.1 Oxidy

Fosfor tvoří několik oxidů. Nejvýznamnější z nich jsou oxid fosforečný (V) P 4 O 10 a oxid fosforečný (III) P 4 O 6. Často jsou jejich vzorce psány ve zjednodušené formě - P 2 O 5 a P 2 O 3. Struktura těchto oxidů si zachovává tetraedrické uspořádání atomů fosforu.

Oxid fosforečný(III) P 4 O 6 je voskovitá krystalická hmota, která taje při 22,5 °C a mění se v bezbarvou kapalinu. Jedovatý.

Po rozpuštění ve studené vodě tvoří kyselinu fosforečnou:

P4O6 + 6H20 = 4H3P03,

a při reakci s alkáliemi - odpovídající soli (fosfity).

Silné redukční činidlo. Při interakci s kyslíkem se oxiduje na P 4 O 10.

Oxid fosforečný se získává oxidací bílého fosforu za nepřítomnosti kyslíku.

Oxid fosforečný(V) P 4 O 10 – bílý krystalický prášek. Teplota sublimace 36°C. Má několik modifikací, z nichž jedna (tzv. těkavá) má složení P 4 O 10. Krystalová mřížka této modifikace je složena z molekul P 4 O 10 spojených mezi sebou slabými mezimolekulárními silami, které se při zahřátí snadno rozbijí. Proto ta volatilita této odrůdy. Další modifikace jsou polymerní. Jsou tvořeny nekonečnými vrstvami tetraedrů PO 4.

Když P 4 O 10 interaguje s vodou, vzniká kyselina fosforečná:

P4010 + 6H20 = 4H3P04.

Jako kyselý oxid P 4 O 10 reaguje s bazickými oxidy a hydroxidy.

Vzniká při vysokoteplotní oxidaci fosforu v přebytku kyslíku (suchý vzduch).

Díky své výjimečné hygroskopicitě se oxid fosforečný (V) používá v laboratorní a průmyslové technice jako sušící a dehydratační činidlo. Ve svém vysušujícím účinku předčí všechny ostatní látky. Chemicky vázaná voda se odstraňuje z bezvodé kyseliny chloristé za vzniku jejího anhydridu:

4HC104 + P4O10 = (HP03)4 + 2Cl207.

2.2 Kyseliny a jejich soli

A) Kyselina fosforitá H3PO3. Bezvodá kyselina fosforitá H 3 PO 3 tvoří krystaly o hustotě 1,65 g/cm 3, tající při 74 °C.

Strukturní vzorec:

Při zahřívání bezvodé H3PO3 dochází k disproporcionační reakci (autooxidace-samohojení):

4H3P03 = PH3 + 3H3P04.

Soli kyseliny fosforečné - fosfity. Například K3PO3 (fosforitan draselný) nebo Mg3 (P03)2 (fosforitan hořečnatý).

Kyselina fosforitá H 3 PO 3 se získává rozpuštěním oxidu fosforečného ve vodě nebo hydrolýzou chloridu fosforitého PCl 3:

Cl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl.

b) Kyselina fosforečná (kyselina ortofosforečná) H3PO4.

Bezvodá kyselina fosforečná se jeví jako lehké průhledné krystaly, které difundují vzduchem při pokojové teplotě. Teplota tání 42,35 °C. Kyselina fosforečná tvoří s vodou roztoky jakékoli koncentrace.

Úvod

Kapitola I. Fosfor jako prvek a jako jednoduchá látka

1.1. Fosfor v přírodě

1.2. Fyzikální vlastnosti

1.3. Chemické vlastnosti

1.4. Účtenka

1.5. aplikace

Kapitola II. Sloučeniny fosforu

2.1. Oxidy

2.2. Kyseliny a jejich soli

2.3. Fosfin

Kapitola III. Fosforečná hnojiva

Závěr

Bibliografie

Úvod

1s22s22p63s23p33d0

Název „fosfor“ pochází z řečtiny. „phos“ – světlo a „foros“ – nosič. V Rusku byl termín „fosfor“ zaveden v roce 1746 M.V. Lomonosov.

Mezi hlavní sloučeniny fosforu patří oxidy, kyseliny a jejich soli (fosforečnany, dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosfidy, fosfity).

Hodně látek obsahujících fosfor se nachází v hnojivech. Taková hnojiva se nazývají fosforečná hnojiva.

KapitolajáFosfor jako prvek i jako jednoduchá látka

Fosfor v přírodě

Fosfor je jedním z běžných prvků. Celkový obsah v zemské kůře je asi 0,08 %. Fosfor se v přírodě díky své snadné oxidaci vyskytuje pouze ve formě sloučenin. Hlavními fosforovými minerály jsou fosfority a apatity, z posledně jmenovaných je nejrozšířenější fluorapatit 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosfority jsou rozšířeny na Uralu, Povolží, Sibiři, Kazachstánu, Estonsku a Bělorusku. Největší ložiska apatitu se nacházejí na poloostrově Kola.

Fosfor se také nachází v rostlinách.

Přírodní fosfor se skládá pouze z jednoho stabilního izotopu, 31P. Dnes je známo šest radioaktivních izotopů fosforu.

Fyzikální vlastnosti

Fosfor má několik alotropních modifikací - bílý, červený, černý, hnědý, fialový fosfor atd. První tři z nich jsou nejvíce prozkoumané.

Bílý fosfor je bezbarvá krystalická látka s nažloutlým nádechem, která ve tmě září. Jeho hustota je 1,83 g/cm3. Nerozpustný ve vodě, rozpustný v sirouhlíku. Má charakteristickou česnekovou vůni. Teplota tání 44°C, teplota samovznícení 40°C. Aby byl bílý fosfor chráněn před oxidací, je skladován pod vodou ve tmě (na světle se přeměňuje na červený fosfor). V chladu je bílý fosfor křehký, při teplotách nad 15°C měkne a lze jej řezat nožem.

Molekuly bílého fosforu mají krystalovou mřížku, v jejíchž uzlech jsou molekuly P4 ve tvaru čtyřstěnu.

Každý atom fosforu je spojen třemi vazbami σ s dalšími třemi atomy.

Bílý fosfor je jedovatý a způsobuje těžko se hojící popáleniny.

Červený fosfor je tmavě červená práškovitá látka bez zápachu, která se nerozpouští ve vodě ani sirouhlíku a nesvítí. Teplota vznícení 260°C, hustota 2,3 g/cm3. Červený fosfor je směsí několika alotropních modifikací, které se liší barvou (od šarlatové po fialovou). Vlastnosti červeného fosforu závisí na podmínkách jeho výroby. Není jedovatý.

Černý fosfor je vzhledově podobný grafitu, je mastný na dotek a má polovodivé vlastnosti. Hustota 2,7 g/cm3.

Červený a černý fosfor mají atomovou krystalovou mřížku.

Chemické vlastnosti

Fosfor je nekov. Ve sloučeninách obvykle vykazuje oxidační stav +5, méně často – +3 a –3 (pouze u fosfidů).

Reakce s bílým fosforem jsou snadnější než s červeným fosforem.

I. Interakce s jednoduchými látkami.

Interakce s halogeny:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (chlorid fosforečný),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (chlorid fosforečný).

Interakce s nekovy:

2P + 3S = P2S3 (sulfid fosforečný.

Interakce s kovy:

2P + 3Ca = Ca3P2 (fosfid vápenatý).

Interakce s kyslíkem:

4P + 5O2 = 2P2O5 (oxid fosforu (V), anhydrid fosforu).

II. Interakce s komplexními látkami.

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

Účtenka

Fosfor se získává z drcených fosforitů a apatitů, které se smíchají s uhlím a pískem a kalcinují v pecích při 1500 °C:

2Ca3(P04)2 + 10C + 6Si02 6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor se uvolňuje ve formě páry, která kondenzuje v přijímači pod vodou a tvoří bílý fosfor.

Při zahřátí na 250-300°C bez přístupu vzduchu se bílý fosfor změní na červený.

Černý fosfor se získává dlouhodobým zahříváním bílého fosforu za velmi vysokého tlaku (200°C a 1200 MPa).

aplikace

Při výrobě zápalek se používá červený fosfor (viz obrázek). Je součástí směsi nanesené na boční plochu krabičky od zápalek. Hlavní složkou hlavičky zápalky je Bertholletova sůl KClO3. V důsledku tření hlavičky zápalky o mazivo se částice fosforu ve vzduchu vznítí. V důsledku oxidační reakce fosforu se uvolňuje teplo, které vede k rozkladu Bertholletovy soli.

KClO3 KCl+.

Výsledný kyslík pomáhá zapálit hlavičku zápalky.

Fosfor se používá v metalurgii. Používá se k výrobě vodičů a je součástí některých kovových materiálů, jako jsou cínové bronzy.

Fosfor se také používá při výrobě kyseliny fosforečné a pesticidů (dichlorvos, chlorofos atd.).

Bílý fosfor se používá k vytváření kouřových clon, protože jeho spalováním vzniká bílý kouř.

KapitolaII. Sloučeniny fosforu

2.1 Oxidy

Fosfor tvoří několik oxidů. Nejdůležitější z nich jsou oxid fosforečný (V) P4O10 a oxid fosforečný (III) P4O6. Často jsou jejich vzorce psány ve zjednodušené podobě - P2O5 a P2O3. Struktura těchto oxidů si zachovává tetraedrické uspořádání atomů fosforu.

Oxid fosforečný P4O6 je voskovitá krystalická hmota, která taje při 22,5 °C a mění se v bezbarvou kapalinu. Jedovatý.

Po rozpuštění ve studené vodě tvoří kyselinu fosforečnou:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

a při reakci s alkáliemi - odpovídající soli (fosfity).

Silné redukční činidlo. Při interakci s kyslíkem se oxiduje na P4O10.

Oxid fosforečný se získává oxidací bílého fosforu za nepřítomnosti kyslíku.

Oxid fosforečný (V) P4O10 je bílý krystalický prášek. Teplota sublimace 36°C. Má několik modifikací, z nichž jedna (tzv. těkavá) má složení P4O10. Krystalová mřížka této modifikace je složena z molekul P4O10 spojených navzájem slabými mezimolekulárními silami, které se při zahřátí snadno rozbijí. Proto ta volatilita této odrůdy. Další modifikace jsou polymerní. Jsou tvořeny nekonečnými vrstvami tetraedrů PO4.

Při interakci P4O10 s vodou vzniká kyselina fosforečná:

P4010 + 6H20 = 4H3P04.

Jako kyselý oxid reaguje P4O10 se zásaditými oxidy a hydroxidy.

Vzniká při vysokoteplotní oxidaci fosforu v přebytku kyslíku (suchý vzduch).

4HC104 + P4O10 = (HP03)4 + 2Cl207.

2.2 Kyseliny a jejich soli

a) Kyselina fosforitá H3PO3. Bezvodá kyselina fosforitá H3PO3 tvoří krystaly o hustotě 1,65 g/cm3, tající při 74 °C.

Strukturní vzorec:

Při zahřívání bezvodé H3PO3 dochází k disproporcionační reakci (auto-oxidace-samoredukce):

4H3P03 = PH3 + 3H3P04.

Soli kyseliny fosforité - fosfity. Například K3PO3 (fosforitan draselný) nebo Mg3(PO3)2 (fosforitan hořečnatý).

Kyselina fosforitá H3PO3 se získává rozpuštěním oxidu fosforečného ve vodě nebo hydrolýzou chloridu fosforitého PCl3:

Cl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Kyselina fosforečná (kyselina ortofosforečná) H3PO4.

Kyselina fosforečná má následující strukturní vzorec:

Kyselina fosforečná reaguje s kovy umístěnými v řadě standardních elektrodových potenciálů až po vodík, s bazickými oxidy, s bázemi a se solemi slabých kyselin.

V laboratoři se kyselina fosforečná získává oxidací fosforu 30% kyselinou dusičnou:

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

V průmyslu se kyselina fosforečná vyrábí dvěma způsoby: extrakcí a tepelnou. Extrakční metoda je založena na úpravě drcených přírodních fosfátů kyselinou sírovou:

Ca3(P04)2 + 3H2SO4 = 2H3P04 + 3CaS04↓.

Kyselina fosforečná se potom filtruje a koncentruje odpařením.

Tepelná metoda spočívá v redukci přírodních fosfátů na volný fosfor, následovaném spálením na P4O10 a jeho rozpuštěním ve vodě. Kyselina fosforečná vyrobená touto metodou se vyznačuje vyšší čistotou a zvýšenou koncentrací (až 80 % hmotnostních).

Kyselina fosforečná se používá k výrobě hnojiv, k přípravě činidel, organických látek a k vytváření ochranných povlaků na kovech. Čištěná kyselina fosforečná je potřebná pro přípravu léčiv a krmných koncentrátů.

Kyselina fosforečná není silná kyselina. Jako trojsytná kyselina se ve vodném roztoku postupně disociuje. Disociace je v první fázi snazší.

H3PO4 H++ (dihydrogenfosfátový iont);

H++ (hydrogenfosfátový iont);

H++ (fosfátový iont).

Celková iontová rovnice pro disociaci kyseliny fosforečné:

H3PO4 3H+ .

Kyselina fosforečná tvoří tři řady solí:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisubstituované, nebo fosforečnany;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disubstituované nebo hydrofosforečnany;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosubstituované, případně dihydrogenfosforečnany.

Monosubstituované fosforečnany jsou kyselé, dvojsytné fosforečnany jsou mírně zásadité a trojsytné fosforečnany jsou zásadité.

Všechny fosforečnany alkalických kovů a amonné jsou rozpustné ve vodě. Z vápenatých solí kyseliny fosforečné se ve vodě rozpouští pouze dihydrogenfosforečnan vápenatý. Hydrogenfosforečnan vápenatý a fosforečnan vápenatý jsou rozpustné v organických kyselinách.

Při zahřátí kyselina fosforečná nejprve ztrácí vodu - rozpouštědlo, poté začíná dehydratace kyseliny fosforečné a vzniká kyselina difosforečná:

2H3P04 = H4P207 + H20.

Značná část kyseliny fosforečné se přeměňuje na kyselinu difosforečnou při teplotě asi 260 °C.

c) Kyselina fosforečná (hypofosforečná) H4P2O6.

H4P2O6 je čtyřsytná kyselina střední síly. Během skladování se kyselina fosforečná postupně rozkládá. Když se jeho roztoky zahřejí, změní se na H3PO4 a H3PO3.

Vzniká při pomalé oxidaci H3PO3 na vzduchu nebo oxidaci bílého fosforu ve vlhkém vzduchu.

d) Kyselina fosforná (kyselina fosforná) H3PO2. Tato kyselina je jednosytná a silná. Kyselina fosforná má následující strukturní vzorec:

Fosfornany - soli kyseliny fosforné - jsou obvykle vysoce rozpustné ve vodě.

Fosfornany a H3PO2 jsou energetická redukční činidla (zejména v kyselém prostředí). Jejich cennou vlastností je schopnost redukovat rozpuštěné soli některých kovů (Ni, Cu atd.) na volný kov:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0+ + 6H+.

Kyselina fosforná se získává rozkladem fosfornanu vápenatého nebo barnatého kyselinou sírovou:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Fosfornany vznikají varem bílého fosforu v suspenzích hydroxidů vápenatých nebo barnatých.

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - sloučenina fosforu s vodíkem - bezbarvý plyn s ostrým nepříjemným česnekovým zápachem, vysoce rozpustný ve vodě (chemicky s ní nereaguje), je velmi toxický. Na vzduchu se čistý a suchý fosfin vznítí při zahřátí nad 100-140°C. Pokud fosfin obsahuje nečistoty difosfinu P2H4, samovolně se na vzduchu vznítí.

Při interakci s některými silnými kyselinami tvoří fosfin fosfoniové soli, například:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfoniumchlorid).

Struktura fosfoniového kationtu [PH4]+ je podobná struktuře amoniového kationtu +.

Voda rozkládá fosfoniové soli za vzniku fosfinu a halogenovodíku.

Fosfin lze získat reakcí fosfidů s vodou:

Ca3P2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2PH3.

A ještě poslední věc. Při interakci fosforu s kovy vznikají soli – fosfidy. Například Ca3P2 (fosfid vápenatý), Mg3P2 (fosfid hořečnatý).

Kapitola III Fosforečná hnojiva

Sloučeniny fosforu, stejně jako dusík, v přírodě neustále procházejí přeměnami - v přírodě dochází k cyklu fosforu. Rostliny extrahují fosfáty z půdy a přeměňují je na složité organické látky obsahující fosfor. Tyto látky se dostávají do živočišného těla s rostlinnou potravou - tvorba bílkovinných látek v nervových a svalových tkáních, fosforečnan vápenatý v kostech atd. Po uhynutí zvířat a rostlin se sloučeniny obsahující fosfor rozkládají působením mikroorganismů. V důsledku toho se tvoří fosfáty. Tím je cyklus vyjádřený diagramem dokončen:

P (živé organismy) P (půda).

Tento cyklus je narušen, když jsou z výnosů plodin odstraněny sloučeniny fosforu. Nedostatek fosforu v půdě se prakticky přirozeně nedoplňuje. Proto je nutné aplikovat fosforečná hnojiva.

Jak víte, minerální hnojiva mohou být jednoduchá nebo složitá. Mezi jednoduchá hnojiva patří hnojiva obsahující jeden živný prvek. Komplexní hnojiva obsahují několik živin.

Jak se v průmyslu vyrábějí fosfátová hnojiva? Přírodní fosfáty se nerozpouštějí ve vodě a jsou špatně rozpustné v půdních roztocích a jsou špatně absorbovány rostlinami. Zpracování přírodních fosfátů na sloučeniny rozpustné ve vodě je úkolem pro chemický průmysl. Obsah živného prvku fosforu v hnojivu se posuzuje obsahem oxidu fosforečného (V) P2O5.

Hlavní složkou fosforečnanových hnojiv je dihydrogen nebo hydrogenfosforečnan vápenatý. Fosfor je součástí mnoha organických sloučenin v rostlinách. Výživa fosforem reguluje růst a vývoj rostlin. Mezi nejběžnější fosforečná hnojiva patří:

1. Fosforitová mouka - jemný bílý prášek. Obsahuje 18-26% P2O5.

Získává se mletím fosforitanů Ca3(PO4)2.

Fosforitová mouka může být absorbována pouze na podzolových a rašelinových půdách obsahujících organické kyseliny.

2. Jednoduchý superfosfát – šedý jemnozrnný prášek. Obsahuje až 20 % P2O5.

Získává se reakcí přírodního fosfátu s kyselinou sírovou:

Ca3(P04)2 + 2H2SO4 = Ca(H2P04)2 + 2CaS04.

superfosfát

V tomto případě se získá směs solí Ca(H2PO4)2 a CaSO4, která je dobře absorbována rostlinami v jakékoli půdě.

3. Dvojitý superfosfát (barva a vzhled podobný jednoduchému superfosfátu).

Získává se působením na přírodní fosfát s kyselinou fosforečnou:

Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca(H2P04)2.

Oproti jednoduchému superfosfátu neobsahuje CaSO4 a je mnohem koncentrovanějším hnojivem (obsahuje až 50 % P2O5).

4. Sraženina – obsahuje 35-40 % P2O5.

Získává se neutralizací kyseliny fosforečné roztokem hydroxidu vápenatého:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHP04 2H20.

Používá se na kyselých půdách.

5. Kostní moučka. Získává se zpracováním kostí domácích zvířat a obsahuje Ca3(PO4)2.

6. Ammophos je komplexní hnojivo obsahující dusík (do 15 % K) a fosfor (do 58 % P2O5) ve formě NH4H2PO4 a (NH4)2HPO4. Získává se neutralizací kyseliny fosforečné amoniakem.

Závěr

A závěrem bych chtěl říci biologický význam fosforu. Fosfor je nedílnou součástí tkání lidských, živočišných a rostlinných organismů. V lidském těle je většina fosforu vázána na vápník. Ke stavbě kostry potřebuje dítě tolik fosforu jako vápníku. Kromě kostí se fosfor nachází v nervových a mozkových tkáních, krvi a mléce. V rostlinách, stejně jako u zvířat, je fosfor součástí bílkovin.

Z fosforu, který se do lidského těla dostává s potravou, hlavně vejci, masem, mlékem a chlebem, se buduje ATP - kyselina adenosintrifosforečná, která slouží jako sběrač a nosič energie, dále nukleové kyseliny - DNA a RNA, které přenášejí dědičné vlastnosti těla. ATP se nejintenzivněji spotřebovává v aktivně pracujících orgánech těla: játrech, svalech a mozku. Ne nadarmo slavný mineralog, jeden ze zakladatelů vědy geochemie, akademik A. E. Fersman nazval fosfor „prvkem života a myšlení“.

Bibliografie:

Achmetov N.S. Chemie 9. ročník: učebnice. pro všeobecné vzdělání učebnice provozoven. – 2. vyd. – M.: Education, 1999. – 175 s.: ill.

Gabrielyan O.S. Chemie 9. ročník: učebnice. pro všeobecné vzdělání učebnice provozoven. – 4. vyd. – M.: Drop, 2001. – 224 s.: ill.

Gabrielyan O.S. Chemie ročníky 8-9: metoda. příspěvek. – 4. vyd. – M.: Drop, 2001. – 128 s.

Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metody řešení úloh v chemii: učebnice. příspěvek. – M.: Vzdělávání, 1989. – 176 s.: nemoc.

Kremenčugskaja M. Chemie: Příručka pro školáky. – M.: Filol. Společnost "WORD": LLC "Nakladatelství AST", 2001. - 478 s.

Kritsman V.A. Čtení knihy o anorganické chemii. – M.: Vzdělávání, 1986. – 273 s.

Podobné abstrakty:

Arsen (lat. Arsenicum), As, chemický prvek skupiny V periodického systému Mendělejeva, atomové číslo 33, atomová hmotnost 74,9216; ocelově šedé krystaly. Prvek se skládá z jednoho stabilního izotopu

Surgut State University Katedra chemie ABSTRAKT

Plán:

Úvod……………………………………………………………………………………….	3
Historie vývoje fosforu …………………………………………………………...	3
Přírodní sloučeniny a produkce fosforu ……………………………………………	4
Chemické vlastnosti …………………………………………………………………	4
Alotropní změny …………………………………………………………	5
bílá………………………………………………………………………………………..	6
b) červená …………………………………………………………………………………..	7
c) černá ………………………………………………………………………………………….	7
Oxidy fosforu ………………………………………………………………………………………	7
Kyselina ortofosforečná …………………………………………………………………	9
Ortofosfáty……………………………………………………………………………………….	11
Fosfor v lidském těle ………………………………………………………….	11
Zápasy……………………………………………………………………………….	12
Fosforečná hnojiva……………………………………………………………………………….	12
Závěr………………………………………………………………………….	14
1. Hodnota fosforu………………………………………………………………..	14
2. Aplikace fosforu………………………………………………………………………………………	15
Bibliografie………………………………………………...	17

Úvod

Pátá skupina periodické tabulky zahrnuje dva typické prvky – dusík a fosfor – a podskupiny arsenu a vanadu. Mezi prvním a druhým typickým prvkem je podstatný rozdíl ve vlastnostech.

Ve stavu jednoduchých látek je dusík plyn a fosfor pevná látka. Tyto dvě látky získaly širokou škálu aplikací, ačkoli když byl dusík poprvé izolován ze vzduchu, byl považován za škodlivý plyn a prodejem fosforu bylo možné vydělat velké množství peněz (fosfor byl ceněn pro svou schopnost žhnout tma).

Historie objevu fosforu

Je ironií, že fosfor byl objeven několikrát. A pokaždé, když jsme to dostali z... moči. Existují zmínky o tom, že arabská alchymistka Alhild Behil (12. století) objevila fosfor destilací moči smíchané s hlínou, vápnem a uhlím. Za datum objevení fosforu se však považuje rok 1669. Hamburský amatérský alchymista Henning Brand, zkrachovalý obchodník, který snil o zlepšení svých záležitostí pomocí alchymie, zpracovával širokou škálu produktů. S teorií, že fyziologické produkty mohou obsahovat „prahmotu“, která je považována za základ kamene mudrců, se Brand začal zajímat o lidskou moč.

Z kasáren vojáků nasbíral asi tunu moči a odpařil ji, aby vznikla sirupovitá tekutina. Tuto kapalinu znovu destiloval a získal těžký červený „močový olej“, který byl destilován za vzniku pevného zbytku. Při zahřívání druhé jmenované bez přístupu vzduchu si všiml tvorby bílého kouře, který se usazoval na stěnách nádoby a ve tmě jasně svítil. Brand pojmenoval látku, kterou získal, fosfor, což v překladu z řečtiny znamená „světlonosič“.

Po několik let byl „recept na přípravu“ fosforu držen v nejpřísnější tajnosti a byl znám pouze několika alchymistům. Potřetí byl fosfor objeven R. Boylem v roce 1680.

V mírně pozměněné podobě se v 18. století používal i prastarý způsob výroby fosforu: směs moči s oxidem olovnatým (PbO), kuchyňskou solí (NaCl), potaší (K 2 CO 3) a uhlím (C). vyhřívaný. Teprve v roce 1777 vyvinul K. V. Scheele metodu získávání fosforu z rohů a kostí zvířat.

Přírodní sloučeniny a produkce fosforu

Z hlediska množství v zemské kůře je fosfor před dusíkem, sírou a chlórem. Na rozdíl od dusíku se fosfor díky své vysoké chemické aktivitě vyskytuje v přírodě pouze ve formě sloučenin. Nejvýznamnějšími minerály fosforu jsou apatit Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, méně často chlor a hydroxylová skupina) a fosforit, jehož základem je Ca 3 (PO 4) 2. Největší ložisko apatitu se nachází na poloostrově Kola, v oblasti Khibiny Mountains. Ložiska fosforitu se nacházejí v pohoří Karatau, v Moskvě, Kaluze, Brjansku a na dalších místech. Fosfor je součástí některých bílkovinných látek obsažených v generativních orgánech rostlin, v nervových a kostních tkáních zvířat a lidí. Mozkové buňky jsou obzvláště bohaté na fosfor.

Dnes se fosfor vyrábí v elektrických pecích redukcí apatitu uhlím v přítomnosti oxidu křemičitého:

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

Páry fosforu při této teplotě sestávají téměř výhradně z molekul P2, které po ochlazení kondenzují na molekuly P4.

Chemické vlastnosti

Elektronová konfigurace atomu fosforu

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

Vnější elektronová vrstva obsahuje 5 elektronů. Přítomnost tří nepárových elektronů na vnější energetické úrovni vysvětluje, že v normálním, neexcitovaném stavu je valence fosforu 3.

Ale na třetí energetické úrovni jsou prázdné buňky d-orbitalů, proto se při přechodu do excitovaného stavu elektrony 3S oddělí a přesunou se do podúrovně d, což vede ke vzniku 5 nepárových prvků.

Valence fosforu v excitovaném stavu je tedy 5.

Ve sloučeninách fosfor obvykle vykazuje oxidační stav +5, méně často +3, -3.

1. Reakce s kyslíkem:

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

(s nedostatkem kyslíku: 4P 0 + 30 2 2P 2 +3 Ó 3 )

2. S halogeny a sírou:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(halogenidy fosforu se vodou snadno rozkládají, např.

PCl 3 + 3H 2 O  H 3 PO 3 + 3HCl
PCl5 + 4H20  H3PO4 + 5HCl)

3. S kyselinou dusičnou:

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

4. S kovy tvoří fosfidy, ve kterých fosfor vykazuje oxidační stav 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(fosfid hořečnatý se snadno rozkládá vodou Mg 3 P 2 + 6H 2 Ó 3 mg (OH) 2 +2 PH 3 (fosfin))

3Li + P  Li 3 P -3

5. S alkálií:

4P + 3NaOH + 3H20 PH3 + 3NaH2PO2

V reakcích (1,2,3) - fosfor působí jako redukční činidlo, v reakci (4) - as okysličovadlo; reakce (5) - příklad reakce disproporce.

Fosfor může být jak redukční činidlo, tak oxidační činidlo.

Alotropní změny

Ve volném stavu tvoří fosfor několik alotropních modifikací. To je vysvětleno skutečností, že atomy fosforu jsou schopny vzájemného propojení za vzniku krystalových mřížek různých typů.
stůl 1

Fyzikální vlastnosti fosforu

Alotropní modifikace	Hustota,	t pl,	T balík,	Vzhled a charakteristické vlastnosti
Bílý	1,73	44,1	280,5	Bílý krystalický prášek, toxický, samovolně se vznítí na vzduchu. Při 280-300°C zčervená
Červené	2,3	590	Sublimuje při cca 400°C	Červený krystalický nebo amorfní prášek, netoxický. Při 220 °C a 12  10 8 Pa se mění na černý fosfor. Ve vzduchu se rozsvítí pouze při zapálení
Černá	2,7	Po zahřátí se změní na červený fosfor		Struktura podobná grafitu. Za normálních podmínek - polovodič, pod tlakem vede elektrický proud jako kov

B Bílá modifikace fosforu, vznikající kondenzací par, má molekulární krystalovou mřížku, v jejíchž uzlech se nacházejí molekuly P4 (obr. 1). Bílý fosfor je díky slabosti mezimolekulárních sil těkavý, tavitelný, lze ho řezat nožem a rozpouští se v nepolárních rozpouštědlech, jako je sirouhlík. Bílý fosfor je velmi reaktivní látka. Intenzivně reaguje s kyslíkem, halogeny, sírou a kovy. Oxidace fosforu ve vzduchu je doprovázena zahříváním a žhavením. Proto se bílý fosfor ukládá pod vodou, se kterou nereaguje. Bílý fosfor je velmi toxický.

Asi 80 % celkové produkce bílého fosforu jde na syntézu čisté kyseliny ortofosforečné. Z něj se zase vyrábí polyfosfáty sodné (používají se ke snížení tvrdosti pitné vody) a potravinářské fosfáty. Zbylý bílý fosfor se používá k vytvoření dýmotvorných látek a zápalných směsí.

Bezpečnostní opatření. Při výrobě fosforu a jeho sloučenin jsou nutná zvláštní opatření, protože bílý fosfor je silný jed. Dlouhodobá práce v atmosféře bílého fosforu může vést k onemocnění kostí, ztrátě zubů a nekróze oblastí čelistí. Bílý fosfor při vznícení způsobuje bolestivé popáleniny, které se dlouho nehojí. Bílý fosfor by měl být skladován pod vodou v uzavřených nádobách. Hořící fosfor se hasí oxidem uhličitým, roztokem CuSO 4 nebo pískem. Popálená kůže by měla být omyta roztokem Km nO 4 nebo CuSO 4 . Protijed na otravu fosforem je 2% roztok CuSO 4 .

P Při dlouhodobém skladování, stejně jako při zahřívání, se stává bílý fosfor v červeném provedení(poprvé byl přijat až v roce 1847). Název červený fosfor odkazuje na několik modifikací, které se liší hustotou a barvou: pohybuje se od oranžové po tmavě červenou a dokonce fialovou. Všechny odrůdy červeného fosforu jsou nerozpustné v organických rozpouštědlech a ve srovnání s bílým fosforem jsou méně reaktivní a mají polymerní strukturu: jedná se o tetraedry P4 spojené navzájem nekonečnými řetězci (obr. 2).

Červený fosfor se používá v metalurgii, výrobě polovodičových materiálů a žárovek a používá se při výrobě zápalek.

N Nejstabilnější modifikace fosforu je černý fosfor. Získává se alotropickou přeměnou bílého fosforu při t=220 0 C a zvýšeném tlaku. Svým vzhledem připomíná grafit. Krystalová struktura černého fosforu je vrstevnatá, tvořená zvlněnými vrstvami (obr. 3). Černý fosfor je nejméně aktivní modifikace fosforu. Při zahřívání bez přístupu vzduchu se jako červená mění v páru, ze které kondenzuje na bílý fosfor.

Oxid fosforečný

P2+5O5 Anhydrid kyseliny fosforečné (oxid fosforečný)

Bílé krystaly, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 var. = 600 °C,  = 2,7 g/cm3. Má několik modifikací. V páře se skládá z molekul P 4 H 10, je velmi hygroskopický (používá se jako vysoušedlo plynů a kapalin).

Účtenka

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Chemické vlastnosti

Všechny chemické vlastnosti kyselých oxidů: reaguje s vodou, zásaditými oxidy a zásadami

1) P 2 Ó 5 + H 2 Ó  2 HPO 3 (kyselina metafosforečná)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (kyselina pyrofosforečná)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (kyselina ortofosforečná)

2) P 2 Ó 5 + 3 BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

V závislosti na přebytku alkálie tvoří střední a kyselé soli:

hydrogenfosforečnan sodný

dihydrogenfosforečnan sodný

O kyselina fosforečná. Je známo několik kyselin obsahujících fosfor. Nejvýznamnější z nich je kyselina ortofosforečná H 3 PO 4 (obr. 5).

Bezvodá kyselina ortofosforečná jsou lehké průhledné krystaly, které difundují vzduchem při pokojové teplotě. Teplota tání 42,35 0 C. Kyselina fosforečná tvoří s vodou roztoky libovolné koncentrace.

Kyselina ortofosforečná odpovídá následujícímu strukturnímu vzorci:

R
V laboratoři kyselina fosforečná dostat oxidace fosforu 30% kyselinou dusičnou:

4. Reaguje s bázemi a amoniakem; pokud je kyselina přijímána v přebytku, tvoří se kyselé soli:

hydrogenfosforečnan sodný

dihydrogenfosforečnan sodný

5. Reaguje se solemi slabých kyselin:

Při zahřívání se postupně mění na kyselinu metafosforečnou:

bifosfor

kyselina

2. Při vystavení roztoku dusičnanu stříbrného (I) se objeví žlutá sraženina:

žlutá

usazenina

3. Kyselina ortofosforečná hraje důležitou roli v životě zvířat a rostlin. Jeho zbytky jsou součástí adenosintrifosforečné kyseliny ATP.

Při rozpadu ATP se uvolňuje velké množství energie.

Ortofosfáty. Kyselina fosforečná tvoří tři řady solí. Označíme-li atomy kovu písmeny Me, pak můžeme obecně znázornit složení jeho solí (tabulka 3).

Tabulka 3

Chemické vzorce ortofosfátů obsahujících kovy

jednomocný	dvojmocný	trojmocný
	Ortofosfáty Já 3 (PO 4) 2	Já 3 PO 4
	Ortofosforečnany vodíku	Já 2 (NRO 4) 3
	Dihydrogenorthofosforečnany Me(H2P04) 2	Me(H2P04) 3

Místo jednomocného kovu může složení molekul orthofosforečnanu obsahovat amoniovou skupinu: (NH 4) 3 PO 4 - orthofosforečnan amonný;

(NH 4) 2HP04 - hydrogenorthofosforečnan amonný; NH 4 H 2 PO 4 – dihydrogenorthofosforečnan amonný.

Vápenaté a amonné orthofosforečnany a hydroorthofosforečnany jsou široce používány jako hnojiva a orthofosforečnan sodný a hydrogenorthofosforečnan sodný se používají k vysrážení vápenatých solí z vody.

Fosfor v lidském těle

V lidském těle o hmotnosti 70 kg. Obsahuje asi 780 g fosforu. Fosfor je přítomen ve formě fosforečnanů vápenatých v lidských a zvířecích kostech. Je také součástí proteinů, fosfolipidů a nukleových kyselin; Sloučeniny fosforu se podílejí na energetickém metabolismu (adenesintrifosforečná kyselina, ATP). Denní potřeba fosforu v lidském těle je 1,2 g. Hlavní množství ho konzumujeme s mlékem a pečivem (100 g chleba obsahuje přibližně 200 mg fosforu). Nejbohatší na fosfor jsou ryby, fazole a některé druhy sýrů.

Zajímavé je, že pro správnou výživu je nutné udržovat rovnováhu mezi množstvím zkonzumovaného fosforu a vápníku: optimální poměr v těchto potravinových prvcích je 1,51. Nadbytek potravin bohatých na fosfor vede k vyplavování vápníku z kostí a s nadbytkem vápníku se rozvíjí urolitiáza.

Zápasy

Hořící povrch krabičky od zápalek je potažen směsí červeného fosforu a skleněného prášku. Složení hlavičky zápalky zahrnuje oxidační činidla (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) a redukční činidla (S, Sb 2 S 3). Při tření od zapalovací plochy se směs nanesená na zápalku zapálí:

První fosforové zápalky – s hlavičkou z bílého fosforu – vznikly až v roce 1827. Takové zápalky se při tření o jakýkoli povrch vznítily, což často vedlo k požárům. Bílý fosfor je navíc velmi jedovatý. Byly popsány případy otrav fosforovými zápalkami, a to jak kvůli neopatrnému zacházení, tak za účelem sebevraždy: k tomu stačilo sníst pár hlav zápalek. Proto byly fosforové zápalky nahrazeny bezpečnými, které nám věrně slouží dodnes. Průmyslová výroba bezpečnostních zápalek začala ve Švédsku v 60. letech. XIX století.

Fosforečná hnojiva

Minerální hnojiva jsou zdrojem různých živin pro rostliny a vlastnosti půdy, především dusíku, fosforu a draslíku, dále pak vápníku, hořčíku, síry, železa.

Fosfor je součástí mnoha organických sloučenin v rostlinách. Výživa fosforem reguluje růst a vývoj rostlin.

Surovinou pro výrobu fosfátových hnojiv, fosforu a všech sloučenin fosforu jsou apatit a fosfátové rudy. Složení apatitů se nejčastěji vyjadřuje vzorcem Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatit). Fosfority se od fluorapatitů liší tím, že místo F - iontů obsahují OH - popř
. Fosfority obvykle obsahují více nečistot než fluorapatit.

V předrevolučním Rusku byla známa a vyvinuta pouze tenká ložiska nekvalitních fosforitů. Proto událostí obrovského národohospodářského významu bylo ve 20. letech 20. století objevení ložiska apatitu na poloostrově Kola v pohoří Khibiny. Je zde vybudován velký zpracovatelský závod, který separuje vytěženou horninu na koncentrát s vysokým obsahem fosforu a nečistot – „nefelinovou hlušinu“, sloužící k výrobě hliníku, sody, potaše a cementu.

V jižním Kazachstánu, v pohoří Karatau, byla objevena silná ložiska fosforitů.

Nejlevnějším fosforečným hnojivem je jemně mletý fosforit – fosfátová hornina. Fosfor je v něm obsažen ve formě ve vodě nerozpustného fosforečnanu vápenatého Ca 3 (PO 4) 2. Fosfority proto nejsou absorbovány všemi rostlinami a ne na všech půdách. Převážná část vytěžených fosforových rud se chemickými metodami zpracovává na látky dostupné všem rostlinám na jakékoli půdě. Jedná se o vodorozpustné fosforečnany vápenaté:

Dvojitý superfosfát(barva a vzhled podobný jednoduchému superfosfátu - šedý jemnozrnný prášek).

Získává se působením na přírodní fosfát s kyselinou fosforečnou:

Oproti jednoduchému superfosfátu neobsahuje CaSO 4 a je výrazně koncentrovaným hnojivem (obsahuje až 50 % P 2 O 5).

Sraženina– obsahuje 35-40 % P 2 O 5.

Získává se neutralizací kyseliny fosforečné roztokem hydroxidu vápenatého:

Používá se na kyselých půdách.

Ammophos – komplex hnojivo obsahující dusík (do 15 % N) a fosfor (do 58 % P 2 O 5) ve formě NH 4 H 2 PO 4 a (NH 4) 2 HPO 4. Získává se neutralizací kyseliny fosforečné amoniakem.

Dříve, více než 100 let, tzv jednoduchý superfosfát, který vzniká působením kyseliny sírové na přírodní fosforečnan vápenatý:

V tomto případě reaguje s fosforečnanem vápenatým relativně méně kyseliny sírové, než když se z něj vyrábí kyselina fosforečná. Výsledkem je směs dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého. Jedná se o hnojivo s hmotnostním zlomkem P 2 O 5 ne vyšším než 20 %. Nyní se jednoduchý superfosfát vyrábí v relativně malém měřítku v dříve vybudovaných závodech.

Komplexní složení. Obsahuje P, Ca, Si, C, Fe a další prvky

Komplex

Ammophos

Ammofoska

nitroammofos

Závěr

Hodnota fosforu

Kyselina fosforečná má velký význam jako jedna z nejdůležitějších složek výživy rostlin. Fosfor využívají rostliny ke stavbě svých nejdůležitějších částí – semen a plodů.

Deriváty kyseliny ortofosforečné jsou velmi potřebné nejen pro rostliny, ale i pro živočichy. Kosti, zuby, skořápky, drápy, jehly a trny se u většiny živých organismů skládají hlavně z ortofosforečnanu vápenatého. Kromě toho se kyselina ortofosforečná, tvořící různé sloučeniny s organickými látkami, aktivně účastní metabolických procesů živého organismu s prostředím. V důsledku toho se deriváty fosforu nacházejí v kostech, mozku, krvi, svalech a pojivových tkáních lidí a zvířat. Ve složení nervových (mozkových) buněk je zejména hodně kyseliny ortofosforečné, což umožnilo A.E. Fersman 1, slavný geochemik, nazval fosfor „prvkem myšlenky“. Snížení obsahu sloučenin fosforu ve stravě nebo jejich zavádění v nestravitelné formě má velmi negativní vliv na stav organismu (onemocnění zvířat s křivicí, chudokrevností apod.).

Aplikace fosforu

Kyselina fosforečná se v současné době používá poměrně široce. Jejím hlavním odběratelem je výroba fosfátových a kombinovaných hnojiv. Pro tyto účely se na celém světě ročně vytěží asi 100 milionů tun rudy obsahující fosfor.Hnojiva s fosforem nejen pomáhají zvýšit produktivitu různých zemědělských plodin, ale také dodávají rostlinám zimní odolnost a odolnost vůči jiným nepříznivým klimatickým podmínkám a vytvářejí podmínky pro rychlejší dozrávání plodin v oblastech s krátkou vegetační dobou. Příznivě působí také na půdu, podporují její strukturování, rozvoj půdních bakterií, mění rozpustnost dalších látek obsažených v půdě a potlačují některé vznikající škodlivé organické látky.

Potravinářský průmysl spotřebuje hodně kyseliny ortofosforečné. Zředěná kyselina ortofosforečná totiž chutná velmi příjemně a její drobné přídavky do marmelád, limonád a sirupů výrazně zlepšují jejich chuť. Tuto vlastnost mají také některé soli kyseliny fosforečné. Například hydrogenfosforečnany vápenaté jsou již dlouho součástí prášků do pečiva, zlepšují chuť buchet a chleba.

Zajímavé jsou i další průmyslové aplikace kyseliny ortofosforečné. Například bylo zjištěno, že impregnace dřeva samotnou kyselinou a jejími solemi činí dřevo nehořlavé. Na tomto základě se nyní vyrábějí protipožární barvy, nehořlavé fosforové dřevěné desky, nehořlavá fosfátová pěna a další stavební materiály.

Různé soli kyseliny fosforečné jsou široce používány v mnoha průmyslových odvětvích, ve stavebnictví, v různých oblastech technologie, ve veřejných službách a každodenním životě, pro ochranu před zářením, pro změkčování vody, boj proti kotli a výrobu různých detergentů.

Kyselina fosforečná, kondenzované kyseliny a dehydratované fosfáty slouží jako katalyzátory v procesech dehydratace, alkylace a polymerace uhlovodíků.

Organofosforové sloučeniny zaujímají zvláštní místo jako extrakční činidla, změkčovadla, maziva, práškové přísady a absorbenty v chladicích jednotkách. Soli kyselých alkylfosfátů se používají jako povrchově aktivní látky, nemrznoucí směsi, speciální hnojiva, latexové antikoagulanty atd. Kyselé alkylfosfáty se používají pro extrakční zpracování výluhů uranové rudy.

Seznam použité literatury:

F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. CHEMIE. Učebnice pro 9. ročník všeobecně vzdělávacích institucí. – M., 5. vydání, OSVÍCENÍ, 1997.
CHEMIE. Referenční materiály. Editoval Yu.D. Tretyakov, - M., EDUCATION, 1984.
CHEMIE. Příručka pro školáky, - M., 1995.
CHEMIE. Encyklopedie pro děti. Svazek 17, AVANTA, 2000.
Weser W.-J., Fosfor a jeho sloučeniny, přel. z angličtiny, - M., 1963.
Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Alexander Evgenievich, sovětský geochemik a mineralog, akademik Akademie věd SSSR (1919). Student V.I. Vernadského.

fosfor (P)- díky vysoké aktivitě ve volném stavu se v přírodě nevyskytuje.

Elektronická konfigurace 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3

Fosfor je nekov (který se dříve nazýval metaloid) se střední aktivitou. Vnější orbita atomu fosforu obsahuje pět elektronů, z nichž tři jsou nepárové. Proto může vykazovat valence 3-, 3+ a 5+.

Aby fosfor vykazoval valenci 5+, je nutný nějaký účinek na atom, který by dva párové elektrony poslední dráhy přeměnil na nepárové.

Fosfor je často nazýván mnohostranným prvkem. Ve skutečnosti se za různých podmínek chová odlišně a vykazuje buď oxidační nebo redukční vlastnosti. Všestrannost fosforu také zahrnuje jeho schopnost existovat v několika alotropních modifikacích.

Distribuce v přírodě

Fosfor je v přírodě rozšířený a tvoří 0,12 % zemské kůry. Je součástí bílkovin rostlinného i živočišného původu. Lidská kostra obsahuje přibližně 1400 g fosforu, svaly - 130 g, mozek a nervy - 12 g. Fosfor tvoří významný podíl v chemickém složení rostlin a je tedy významným hnojivem. Hlavními surovinami pro výrobu hnojiv jsou apatit CaF 2 Ch3Ca 3 (PO 4) 2 a fosfority, jejichž základem je fosforečnan vápenatý Ca 3 (PO 4) 2. Elementární fosfor se získává elektrotermální redukcí při 1400-1600°C z fosforitů a apatitů v přítomnosti Si02. Apatit se těží v Rusku, Brazílii, Finsku a Švédsku. Hlavním zdrojem fosforu je fosfátová ruda, těžená ve velkém množství v USA, Maroku, Tunisku, Alžírsku, Egyptě a Izraeli. Guano, další zdroj fosforu, se těží na Filipínách, Seychelách, Keni a Namibii.

Nejdůležitější alotropní modifikace

Bílý fosfor. Snad nejznámější modifikací prvku č. 15 je měkký, voskový, bílý nebo žlutý fosfor. Objevil jej Brand a díky svým vlastnostem dostal prvek své jméno: v řečtině „fosfor“ znamená svítící, svítící. Molekula bílého fosforu se skládá ze čtyř atomů uspořádaných do tvaru čtyřstěnu. Hustota 1,83, bod tání 44,1°C, bod varu 280°C, Bílý fosfor je jedovatý, extrémně reaktivní a snadno oxiduje. Rozpustný v sirouhlíku, kapalném amoniaku a SO 2, benzenu, etheru, těkavý. Má štiplavou česnekovou vůni. Téměř nerozpustný ve vodě. Svítí ve tmě.

Červený fosfor. Při zahřátí bez přístupu vzduchu nad 250°C se bílý fosfor změní na červený. Toto je již polymer, ale nepříliš uspořádaná struktura. Reaktivita červeného fosforu je výrazně nižší než reaktivita bílého fosforu. Ve tmě nesvítí a nerozpouští se v sirouhlíku. (Vždy obsahuje malé množství bílého fosforu, v důsledku čehož může být jedovatý.). Jeho hustota je mnohem větší, jeho struktura je jemně krystalická. Barva bez zápachu, červenohnědá. Atomární krystalová mřížka je velmi složitá, obvykle amorfní. Nerozpustný ve vodě a organických rozpouštědlech. Stabilní. Fyzikální vlastnosti závisí na způsobu přípravy.

Černý fosfor- polymerní hmota s kovovým leskem, podobná grafitu, bez zápachu, na dotek mastná. Nerozpustný ve vodě a organických rozpouštědlech. Atomová krystalová mřížka, polovodiče. t°varu= 453°С (sublimace), t°tavení= 1000°C (při p=1,8 * 109 Pa), stabilní.

Méně známé jsou další, ještě více vysokomolekulární modifikace fosforu - fialová a hnědá, které se od sebe liší molekulovou hmotností a stupněm uspořádání makromolekul. Tyto modifikace jsou laboratorní exotikou a na rozdíl od bílého a červeného fosforu zatím nenašly praktické uplatnění.

Oblíbené v kategorii: