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Où trouve-t-on le phosphore dans la nature ? Phosphore et ses composés – Hypermarché du savoir

>> Chimie : Le phosphore et ses composés

Structure et propriétés des atomes . Le prochain représentant après l'azote du sous-groupe principal du groupe V du tableau périodique est l'élément non métallique phosphore R. Les atomes, par rapport aux atomes d'azote, ont un rayon plus grand, une valeur d'électronégativité plus faible et donc des propriétés réductrices plus prononcées. Les composés avec le degré d'oxydation -3 de l'atome de phosphore sont moins courants que ceux de l'azote (uniquement dans les phosphures - composés du phosphore avec des métaux, par exemple Ca3P2, Na3P). Le plus souvent, le phosphore présente un état d'oxydation de +5 dans les composés. Mais son composé avec l'hydrogène - la phosphine PH3 - est un cas rare où la liaison covalente entre les atomes de différents éléments est non polaire en raison du fait que l'électronégativité du phosphore et de l'hydrogène a presque les mêmes valeurs.

Le phosphore est une substance simple. L'élément chimique phosphore forme plusieurs modifications allotropiques. Parmi ceux-ci, vous connaissez déjà deux substances simples : le phosphore blanc et le phosphore rouge.

Le phosphore blanc possède un réseau cristallin moléculaire constitué de molécules P4. Insoluble dans l'eau, soluble dans le sulfure de carbone. Il s'oxyde facilement à l'air et s'enflamme même sous forme de poudre.

Le phosphore blanc est très toxique. Sa propriété particulière est sa capacité à briller dans le noir grâce à son oxydation. Il est stocké sous l'eau.

Le phosphore rouge est une poudre pourpre foncé. Il ne se dissout ni dans l'eau ni dans le sulfure de carbone. Dans l'air, il s'oxyde lentement et ne s'enflamme pas spontanément. Non toxique et ne brille pas dans le noir.

Lorsque le phosphore rouge est chauffé dans un tube à essai fermé par un coton-tige, il se transforme en phosphore blanc (vapeurs concentrées), et si l'on retire le coton-tige, le phosphore blanc clignote dans l'air (Fig. 35). Cette expérience montre l'inflammabilité du phosphore blanc.

Les propriétés chimiques du phosphore rouge et blanc sont similaires, mais le phosphore blanc est chimiquement plus actif. Ainsi, les deux, comme il sied aux non-métaux, interagissent avec les métaux, formant des phosphures :

Le phosphore blanc s'enflamme spontanément dans l'air, tandis que le phosphore rouge brûle lorsqu'il est enflammé. Dans les deux cas, il se forme de l'oxyde de phosphore qui se dégage sous forme d'épaisses fumées blanches :

4P + 502 = 2P205

Riz. 35. Une expérience illustrant la transition du phosphore rouge au blanc

Le phosphore ne réagit pas directement avec l'hydrogène ; la phosphine PH3 peut être obtenue indirectement, par exemple à partir de phosphures :

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Phosphine- un gaz très toxique avec une odeur désagréable. Facilement inflammable dans l'air. Cette propriété de la phosphine explique l'apparition des feux follets des marais.

Composés du phosphore . Lorsque la phosphine ou le phosphore brûle, comme vous le savez déjà, il se forme de l'oxyde de phosphore P205 - une poudre hygroscopique blanche. C'est un oxyde acide typique, possédant toutes les propriétés des oxydes acides.

L'oxyde de phosphore correspond à l'acide phosphorique H3P04. C'est une substance cristalline transparente solide, hautement soluble dans l'eau dans n'importe quelle proportion. En tant qu'acide tribasique, H3P04 forme trois séries de sels :

les sels moyens ou les phosphates, par exemple Ca3(PO4)2, insolubles dans l'eau, à l'exception des phosphates alcalins ;

sels d'acide - dihydrogénophosphates, par exemple Ca(H2P04)2, dont la plupart sont très solubles dans l'eau ;

sels d'acide - les hydrophosphates, par exemple CaHPO4, qui sont légèrement solubles dans l'eau (à l'exception des phosphates de sodium, de potassium et d'ammonium), c'est-à-dire qu'ils occupent une position intermédiaire entre les phosphates et les hydrophosphates en termes de solubilité.

Dans la nature, le phosphore n’est pas présent sous forme libre, mais uniquement sous forme de composés. Les composés naturels du phosphore les plus importants sont les minéraux phosphorites et apatites. Leur majeure partie est constituée de phosphate de calcium Ca3(P04)2, à partir duquel le phosphore est obtenu industriellement.

Importance biologique du phosphore. Le phosphore est un composant permanent des tissus des organismes humains, animaux et végétaux. Dans le corps humain, la majeure partie du phosphore est liée au calcium. Pour construire un squelette, un enfant a besoin d’autant de phosphore que de calcium. En plus des os, le phosphore se trouve dans les tissus nerveux et cérébraux, le sang et le lait. Chez les plantes comme chez les animaux, le phosphore fait partie des protéines.

À partir du phosphore qui pénètre dans le corps humain avec la nourriture, principalement les œufs, la viande, le lait et le pain, est construit l'ATP - l'acide adénosine triphosphorique, qui sert de collecteur et de transporteur d'énergie, ainsi que les acides nucléiques - l'ADN et l'ARN, qui transmettent le propriétés héréditaires du corps. L'ATP est consommé le plus intensément dans les organes du corps qui travaillent activement : le foie, les muscles, le cerveau. Ce n’est pas pour rien que le célèbre minéralogiste, l’un des fondateurs de la science géochimique, l’académicien A. E. Fersman, a appelé le phosphore « l’élément de la vie et de la pensée ».

Comme indiqué, le phosphore existe dans la nature sous forme de composés présents dans le sol (ou dissous dans les eaux naturelles). Le phosphore est extrait du sol par les plantes et les animaux obtiennent du phosphore à partir des aliments végétaux. Après la mort des organismes végétaux et animaux, le phosphore retourne dans le sol. C'est ainsi que se déroule le cycle du phosphore dans la nature (Fig. 36).

Application du phosphore et de ses composés . Le phosphore rouge est utilisé pour produire des allumettes et de l'acide phosphorique, qui, à son tour, est utilisé pour produire des engrais phosphatés et des additifs alimentaires pour le bétail. De plus, le phosphore est utilisé pour produire des pesticides (rappelez-vous les bidons de dichlorvos, de chlorophos, etc.).

Découverte du phosphore . Le phosphore a été découvert par l'alchimiste allemand G. Brand en 1669 et tire son nom de sa capacité à briller dans le noir (phosphore grec - lumineux).

1. Allotropie du phosphore : phosphore blanc, phosphore rouge.

2. Propriétés du phosphore : formation de phosphures, de phosphine, d'oxyde de phosphore (V).

3. Acide phosphorique et trois séries de ses sels : les phosphates, les hydrogénophosphates et les dihydrogénophosphates.

4. Importance biologique du phosphore (phosphate de calcium, ATP, ADN et ARN).

5. Application du phosphore et de ses composés.

Écrivez les formules de trois types de sels d'acide sodium et phosphorique, nommez-les et notez les équations de leur dissociation.

Écrivez les équations de réaction qui peuvent être utilisées pour effectuer les transformations suivantes :

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

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Phosphore et ses composés

Introduction

Chapitre I. Le phosphore comme élément et comme substance simple

1.1. Le phosphore dans la nature

1.2. Propriétés physiques

1.3. Propriétés chimiques

1.4. Reçu

1.5. Application

Chapitre II. Composés du phosphore

2.1. Oxydes

2.2. Acides et leurs sels

2.3. Phosphine

Chapitre III. Engrais phosphorés

Conclusion

Bibliographie

Introduction

Le phosphore (lat. Phosphorus) P est un élément chimique du groupe V du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 15, masse atomique 30,973762(4). Considérons la structure de l'atome de phosphore. Le niveau d'énergie externe de l'atome de phosphore contient cinq électrons. Graphiquement, cela ressemble à ceci :

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

En 1699, l’alchimiste hambourgeois H. Brand, à la recherche d’une « pierre philosophale » censée pouvoir transformer les métaux communs en or, en évaporant l’urine avec du charbon et du sable, isole une substance cireuse blanche qui pourrait briller.

Le nom « phosphore » vient du grec. « phos » – lumière et « phoros » – porteur. En Russie, le terme « phosphore » a été introduit en 1746 par M.V. Lomonossov.

Les principaux composés du phosphore comprennent les oxydes, les acides et leurs sels (phosphates, dihydrogénophosphates, hydrogénophosphates, phosphures, phosphites).

De nombreuses substances contenant du phosphore se trouvent dans les engrais. Ces engrais sont appelés engrais phosphorés.

Chapitre je Le phosphore comme élément et comme substance simple

1.1 Phosphore dans la nature

Le phosphore est l'un des éléments communs. Le contenu total de la croûte terrestre est d'environ 0,08 %. En raison de sa facilité d’oxydation, le phosphore n’est présent dans la nature que sous forme de composés. Les principaux minéraux phosphorés sont les phosphorites et les apatites, parmi ces dernières la plus courante est la fluorapatite 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Les phosphorites sont répandus dans l'Oural, dans la région de la Volga, en Sibérie, au Kazakhstan, en Estonie et en Biélorussie. Les plus grands gisements d'apatite se trouvent sur la péninsule de Kola.

Le phosphore est un élément nécessaire aux organismes vivants. Il est présent dans les os, les muscles, les tissus cérébraux et les nerfs. Les molécules d'ATP sont construites à partir de phosphore - acide adénosine triphosphorique (l'ATP est un collecteur et un transporteur d'énergie). Le corps humain adulte contient en moyenne environ 4,5 kg de phosphore, principalement en combinaison avec du calcium.

Le phosphore est également présent dans les plantes.

Le phosphore naturel est constitué d'un seul isotope stable 31 R. Aujourd'hui, six isotopes radioactifs du phosphore sont connus.

1.2 Propriétés physiques

Le phosphore présente plusieurs modifications allotropiques : phosphore blanc, rouge, noir, brun, violet, etc. Les trois premiers d'entre eux sont les plus étudiés.

Phosphore blanc- une substance cristalline incolore teintée de jaunâtre qui brille dans le noir. Sa densité est de 1,83 g/cm3. Insoluble dans l'eau, soluble dans le sulfure de carbone. A une odeur caractéristique d'ail. Point de fusion 44°C, température d'auto-inflammation 40°C. Pour protéger le phosphore blanc de l’oxydation, il est stocké sous l’eau dans l’obscurité (à la lumière, il se transforme en phosphore rouge). Au froid, le phosphore blanc est fragile ; à des températures supérieures à 15°C il devient mou et peut être coupé au couteau.

Les molécules de phosphore blanc ont un réseau cristallin, aux nœuds duquel se trouvent des molécules P 4, en forme de tétraèdre.

Chaque atome de phosphore est relié par trois liaisons σ aux trois autres atomes.

Le phosphore blanc est toxique et provoque des brûlures difficiles à guérir.

Phosphore rouge– une substance pulvérulente de couleur rouge foncé, inodore, ne se dissout pas dans l'eau et le sulfure de carbone, et ne brille pas. Température d'inflammation 260°C, densité 2,3 g/cm 3 . Le phosphore rouge est un mélange de plusieurs modifications allotropiques de couleur différente (de l'écarlate au violet). Les propriétés du phosphore rouge dépendent des conditions de sa production. Pas toxique.

Phosphore noir Il ressemble au graphite, est gras au toucher et possède des propriétés semi-conductrices. Densité 2,7 g/cm3.

Le phosphore rouge et noir possède un réseau cristallin atomique.

1.3 Propriétés chimiques

Le phosphore est un non-métal. Dans les composés, il présente généralement un état d'oxydation de +5, moins souvent – +3 et –3 (uniquement dans les phosphures).

Les réactions avec le phosphore blanc sont plus faciles qu'avec le phosphore rouge.

I. Interaction avec des substances simples.

1. Interaction avec les halogènes :

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (chlorure de phosphore (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (chlorure de phosphore (V)).

2. Interaction avec les non-métaux :

2P + 3S = P 2 S 3 (sulfure de phosphore (III).

3. Interaction avec les métaux :

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (phosphure de calcium).

4. Interaction avec l'oxygène :

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (oxyde de phosphore (V), anhydride phosphorique).

II. Interaction avec des substances complexes.

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

1.4 Réception

Le phosphore est obtenu à partir de phosphorites et d'apatites broyées, ces dernières sont mélangées à du charbon et du sable et calcinées dans des fours à 1500°C :

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

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Le phosphore est libéré sous forme de vapeur qui se condense dans le récepteur sous l’eau pour former du phosphore blanc.

Lorsqu'il est chauffé à 250-300°C sans accès à l'air, le phosphore blanc se transforme en rouge.

Le phosphore noir est obtenu par chauffage prolongé du phosphore blanc à très haute pression (200°C et 1200 MPa).

1.5 Demande

Le phosphore rouge est utilisé dans la fabrication des allumettes (voir photo). Il fait partie du mélange appliqué sur la surface latérale de la boîte d'allumettes. Le composant principal de la tête d'allumette est le sel de Berthollet KClO 3 . En raison du frottement de la tête d'allumette contre le lubrifiant, les particules de phosphore présentes dans l'air s'enflamment. À la suite de la réaction d'oxydation du phosphore, de la chaleur est libérée, entraînant la décomposition du sel de Berthollet.

KCl+.

L'oxygène qui en résulte aide à enflammer la tête d'allumette.

Le phosphore est utilisé en métallurgie. Il est utilisé pour produire des conducteurs et entre dans la composition de certains matériaux métalliques, tels que les bronzes à l'étain.

Le phosphore est également utilisé dans la production d'acide phosphorique et de pesticides (dichlorvos, chlorophos, etc.).

Le phosphore blanc est utilisé pour créer des écrans de fumée, puisque sa combustion produit de la fumée blanche.

Chapitre II . Composés du phosphore

2.1 Oxydes

Le phosphore forme plusieurs oxydes. Les plus importants d'entre eux sont l'oxyde de phosphore (V) P 4 O 10 et l'oxyde de phosphore (III) P 4 O 6. Souvent, leurs formules sont écrites sous une forme simplifiée - P 2 O 5 et P 2 O 3. La structure de ces oxydes conserve la disposition tétraédrique des atomes de phosphore.

Oxyde de phosphore(III) P 4 O 6 est une masse cristalline cireuse qui fond à 22,5°C et se transforme en un liquide incolore. Toxique.

Lorsqu'il est dissous dans l'eau froide, il forme de l'acide phosphoreux :

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

et lors de la réaction avec des alcalis - les sels correspondants (phosphites).

Agent réducteur puissant. Lorsqu'il interagit avec l'oxygène, il est oxydé en P 4 O 10.

L'oxyde de phosphore (III) est obtenu par oxydation du phosphore blanc en l'absence d'oxygène.

Oxyde de phosphore(V) P 4 O 10 – poudre cristalline blanche. Température de sublimation 36°C. Il présente plusieurs modifications, dont l'une (dite volatile) a la composition P 4 O 10. Le réseau cristallin de cette modification est composé de molécules P 4 O 10 reliées les unes aux autres par de faibles forces intermoléculaires, qui se brisent facilement lorsqu'elles sont chauffées. D'où la volatilité de cette variété. D'autres modifications sont polymères. Ils sont formés de couches infinies de tétraèdres PO 4.

Lorsque le P 4 O 10 interagit avec l'eau, de l'acide phosphorique se forme :

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

Étant un oxyde acide, P 4 O 10 réagit avec les oxydes et hydroxydes basiques.

Il se forme lors de l'oxydation à haute température du phosphore en présence d'un excès d'oxygène (air sec).

En raison de son hygroscopique exceptionnelle, l'oxyde de phosphore (V) est utilisé en laboratoire et dans la technologie industrielle comme agent de séchage et de déshydratation. Dans son effet desséchant, il surpasse toutes les autres substances. L'eau chimiquement liée est éliminée de l'acide perchlorique anhydre pour former son anhydride :

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

2.2 Acides et leurs sels

UN) Acide phosphoreux H3PO3. L'acide phosphoreux anhydre H 3 PO 3 forme des cristaux d'une densité de 1,65 g/cm 3, fondant à 74°C.

Formule structurelle:

Lorsque du H 3 PO 3 anhydre est chauffé, une réaction de dismutation (auto-oxydation-auto-guérison) se produit :

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4.

Sels d'acide phosphoreux – phosphites. Par exemple, K 3 PO 3 (phosphite de potassium) ou Mg 3 (PO 3) 2 (phosphite de magnésium).

L'acide phosphoreux H 3 PO 3 est obtenu par dissolution de l'oxyde de phosphore (III) dans l'eau ou hydrolyse du chlorure de phosphore (III) PCl 3 :

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

b) Acide phosphorique (acide orthophosphorique) H 3 PO 4 .

L'acide phosphorique anhydre se présente sous la forme de légers cristaux transparents qui se diffusent dans l'air à température ambiante. Point de fusion 42,35°C. L'acide phosphorique forme des solutions de n'importe quelle concentration avec l'eau.

Introduction

Chapitre I. Le phosphore comme élément et comme substance simple

1.1. Le phosphore dans la nature

1.2. Propriétés physiques

1.3. Propriétés chimiques

1.4. Reçu

1.5. Application

Chapitre II. Composés du phosphore

2.1. Oxydes

2.2. Acides et leurs sels

2.3. Phosphine

Chapitre III. Engrais phosphorés

Conclusion

Bibliographie

Introduction

1s22s22p63s23p33d0

Le nom « phosphore » vient du grec. « phos » – lumière et « phoros » – porteur. En Russie, le terme « phosphore » a été introduit en 1746 par M.V. Lomonossov.

Les principaux composés du phosphore comprennent les oxydes, les acides et leurs sels (phosphates, dihydrogénophosphates, hydrogénophosphates, phosphures, phosphites).

De nombreuses substances contenant du phosphore se trouvent dans les engrais. Ces engrais sont appelés engrais phosphorés.

ChapitrejeLe phosphore comme élément et comme substance simple

Le phosphore dans la nature

Le phosphore est l'un des éléments communs. Le contenu total de la croûte terrestre est d'environ 0,08 %. En raison de sa facilité d’oxydation, le phosphore n’est présent dans la nature que sous forme de composés. Les principaux minéraux phosphorés sont les phosphorites et les apatites, parmi lesquelles la plus courante est la fluorapatite 3Ca3(PO4)2 CaF2. Les phosphorites sont répandus dans l'Oural, dans la région de la Volga, en Sibérie, au Kazakhstan, en Estonie et en Biélorussie. Les plus grands gisements d'apatite se trouvent sur la péninsule de Kola.

Le phosphore est également présent dans les plantes.

Le phosphore naturel est constitué d’un seul isotope stable, le 31P. Aujourd'hui, six isotopes radioactifs du phosphore sont connus.

Propriétés physiques

Le phosphore présente plusieurs modifications allotropiques : phosphore blanc, rouge, noir, brun, violet, etc. Les trois premiers d'entre eux sont les plus étudiés.

Le phosphore blanc est une substance cristalline incolore teintée de jaunâtre qui brille dans le noir. Sa densité est de 1,83 g/cm3. Insoluble dans l'eau, soluble dans le sulfure de carbone. A une odeur caractéristique d'ail. Point de fusion 44°C, température d'auto-inflammation 40°C. Pour protéger le phosphore blanc de l’oxydation, il est stocké sous l’eau dans l’obscurité (à la lumière, il se transforme en phosphore rouge). Au froid, le phosphore blanc est fragile ; à des températures supérieures à 15°C il devient mou et peut être coupé au couteau.

Les molécules de phosphore blanc ont un réseau cristallin, aux nœuds duquel se trouvent des molécules P4, en forme de tétraèdre.

Chaque atome de phosphore est relié par trois liaisons σ aux trois autres atomes.

Le phosphore blanc est toxique et provoque des brûlures difficiles à guérir.

Le phosphore rouge est une substance pulvérulente rouge foncé, inodore, qui ne se dissout pas dans l'eau ni dans le sulfure de carbone et ne brille pas. Température d'inflammation 260°C, densité 2,3 g/cm3. Le phosphore rouge est un mélange de plusieurs modifications allotropiques de couleur différente (de l'écarlate au violet). Les propriétés du phosphore rouge dépendent des conditions de sa production. Pas toxique.

Le phosphore noir a une apparence similaire au graphite, est gras au toucher et possède des propriétés semi-conductrices. Densité 2,7 g/cm3.

Le phosphore rouge et noir possède un réseau cristallin atomique.

Propriétés chimiques

Le phosphore est un non-métal. Dans les composés, il présente généralement un état d'oxydation de +5, moins souvent – +3 et –3 (uniquement dans les phosphures).

Les réactions avec le phosphore blanc sont plus faciles qu'avec le phosphore rouge.

I. Interaction avec des substances simples.

Interaction avec les halogènes :

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (chlorure de phosphore (III)),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (chlorure de phosphore (V)).

Interaction avec les non-métaux :

2P + 3S = P2S3 (sulfure de phosphore (III).

Interaction avec les métaux :

2P + 3Ca = Ca3P2 (phosphure de calcium).

Interaction avec l'oxygène :

4P + 5O2 = 2P2O5 (oxyde de phosphore (V), anhydride de phosphore).

II. Interaction avec des substances complexes.

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

Reçu

Le phosphore est obtenu à partir de phosphorites et d'apatites broyées, ces dernières sont mélangées avec du charbon et du sable et calcinées dans des fours à 1500°C :

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

Le phosphore est libéré sous forme de vapeur qui se condense dans le récepteur sous l’eau pour former du phosphore blanc.

Lorsqu'il est chauffé à 250-300°C sans accès à l'air, le phosphore blanc se transforme en rouge.

Le phosphore noir est obtenu par chauffage prolongé du phosphore blanc à très haute pression (200°C et 1200 MPa).

Application

Le phosphore rouge est utilisé dans la fabrication des allumettes (voir photo). Il fait partie du mélange appliqué sur la surface latérale de la boîte d'allumettes. Le composant principal de la tête d’allumette est le sel de Berthollet KClO3. En raison du frottement de la tête d'allumette contre le lubrifiant, les particules de phosphore présentes dans l'air s'enflamment. À la suite de la réaction d'oxydation du phosphore, de la chaleur est libérée, entraînant la décomposition du sel de Berthollet.

KClO3 KCl+.

L'oxygène qui en résulte aide à enflammer la tête d'allumette.

Le phosphore est utilisé en métallurgie. Il est utilisé pour produire des conducteurs et entre dans la composition de certains matériaux métalliques, tels que les bronzes à l'étain.

Le phosphore est également utilisé dans la production d'acide phosphorique et de pesticides (dichlorvos, chlorophos, etc.).

Le phosphore blanc est utilisé pour créer des écrans de fumée, puisque sa combustion produit de la fumée blanche.

ChapitreII. Composés du phosphore

2.1 Oxydes

Le phosphore forme plusieurs oxydes. Les plus importants d'entre eux sont l'oxyde de phosphore (V) P4O10 et l'oxyde de phosphore (III) P4O6. Souvent, leurs formules sont écrites sous une forme simplifiée - P2O5 et P2O3. La structure de ces oxydes conserve la disposition tétraédrique des atomes de phosphore.

L'oxyde de phosphore (III) P4O6 est une masse cristalline cireuse qui fond à 22,5°C et se transforme en un liquide incolore. Toxique.

Lorsqu'il est dissous dans l'eau froide, il forme de l'acide phosphoreux :

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

et lors de la réaction avec des alcalis - les sels correspondants (phosphites).

Agent réducteur puissant. Lorsqu'il interagit avec l'oxygène, il est oxydé en P4O10.

L'oxyde de phosphore (III) est obtenu par oxydation du phosphore blanc en l'absence d'oxygène.

L'oxyde de phosphore (V) P4O10 est une poudre cristalline blanche. Température de sublimation 36°C. Il présente plusieurs modifications, dont l'une (dite volatile) a la composition P4O10. Le réseau cristallin de cette modification est composé de molécules P4O10 reliées entre elles par de faibles forces intermoléculaires, qui se brisent facilement lorsqu'elles sont chauffées. D'où la volatilité de cette variété. D'autres modifications sont polymères. Ils sont formés de couches infinies de tétraèdres PO4.

Lorsque le P4O10 interagit avec l'eau, de l'acide phosphorique se forme :

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Étant un oxyde acide, le P4O10 réagit avec les oxydes et hydroxydes basiques.

Il se forme lors de l'oxydation à haute température du phosphore en présence d'un excès d'oxygène (air sec).

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

2.2 Acides et leurs sels

a) Acide phosphoreux H3PO3. L'acide phosphoreux anhydre H3PO3 forme des cristaux d'une densité de 1,65 g/cm3, fondant à 74°C.

Formule structurelle:

Lorsque du H3PO3 anhydre est chauffé, une réaction de dismutation (auto-oxydation-auto-réduction) se produit :

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Sels d'acide phosphoreux - phosphites. Par exemple, K3PO3 (phosphite de potassium) ou Mg3(PO3)2 (phosphite de magnésium).

L'acide phosphoreux H3PO3 est obtenu par dissolution de l'oxyde de phosphore (III) dans l'eau ou par hydrolyse du chlorure de phosphore (III) PCl3 :

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Acide phosphorique (acide orthophosphorique) H3PO4.

L'acide phosphorique a la formule développée suivante :

L'acide phosphorique réagit avec les métaux situés dans une série de potentiels d'électrodes standards jusqu'à l'hydrogène, avec les oxydes basiques, avec les bases et avec les sels d'acides faibles.

En laboratoire, l'acide phosphorique est obtenu en oxydant le phosphore avec de l'acide nitrique à 30 % :

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

Dans l'industrie, l'acide phosphorique est produit de deux manières : par extraction et thermique. La méthode d'extraction est basée sur le traitement des phosphates naturels broyés à l'acide sulfurique :

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

L'acide phosphorique est ensuite filtré et concentré par évaporation.

La méthode thermique consiste à réduire les phosphates naturels en phosphore libre, puis à le brûler en P4O10 et à dissoudre ce dernier dans l'eau. L'acide phosphorique produit selon cette méthode se caractérise par une pureté plus élevée et une concentration accrue (jusqu'à 80 % en poids).

L'acide phosphorique est utilisé pour produire des engrais, pour préparer des réactifs, des substances organiques et pour créer des revêtements protecteurs sur les métaux. L'acide phosphorique purifié est nécessaire à la préparation de produits pharmaceutiques et de concentrés alimentaires.

L'acide phosphorique n'est pas un acide fort. En tant qu'acide tribasique, il se dissocie progressivement dans une solution aqueuse. La dissociation est plus facile dans un premier temps.

H3PO4 H+ + (ion dihydrogène phosphate);

H+ + (ion hydrogénophosphate);

H+ + (ion phosphate).

Équation ionique totale pour la dissociation de l'acide phosphorique :

H3PO4 3H+ + .

L'acide phosphorique forme trois séries de sels :

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisubstitués ou phosphates ;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disubstitués ou hydrophosphates ;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – phosphates monosubstitués ou dihydrogène.

Les phosphates monosubstitués sont acides, les phosphates dibasiques sont légèrement alcalins et les phosphates tribasiques sont alcalins.

Tous les phosphates de métaux alcalins et d'ammonium sont solubles dans l'eau. Parmi les sels de calcium de l'acide phosphorique, seul le dihydrogénophosphate de calcium se dissout dans l'eau. L'hydrogénophosphate de calcium et le phosphate de calcium sont solubles dans les acides organiques.

Lorsqu'il est chauffé, l'acide phosphorique perd d'abord de l'eau - le solvant, puis la déshydratation de l'acide phosphorique commence et de l'acide diphosphorique se forme :

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Une partie importante de l'acide phosphorique est convertie en acide diphosphorique à une température d'environ 260°C.

c) Acide phosphorique (acide hypophosphorique) H4P2O6.

H4P2O6 est un acide tétrabasique de force moyenne. Pendant le stockage, l'acide hypophosphorique se décompose progressivement. Lorsque ses solutions sont chauffées, il se transforme en H3PO4 et H3PO3.

Il se forme lors de l’oxydation lente du H3PO3 dans l’air ou de l’oxydation du phosphore blanc dans l’air humide.

d) Acide hypophosphoreux (acide hypophosphoreux) H3PO2. Cet acide est monobasique et fort. L'acide hypophosphoreux a la formule développée suivante :

Les hypophosphites - sels d'acide hypophosphoreux - sont généralement très solubles dans l'eau.

Les hypophosphites et H3PO2 sont des agents réducteurs énergétiques (surtout en milieu acide). Leur particularité intéressante est la capacité de réduire les sels dissous de certains métaux (Ni, Cu, etc.) en métal libre :

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + +6H+.

L'acide hypophosphoreux est obtenu en décomposant les hypophosphites de calcium ou de baryum avec de l'acide sulfurique :

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Les hypophosphites se forment en faisant bouillir du phosphore blanc dans des suspensions d'hydroxydes de calcium ou de baryum.

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

2.3 Phosphine

Phosphine PH3 - un composé de phosphore avec de l'hydrogène - un gaz incolore avec une odeur d'ail piquante et désagréable, très soluble dans l'eau (ne réagit pas chimiquement avec elle) et est très toxique. Dans l'air, la phosphine pure et sèche s'enflamme lorsqu'elle est chauffée au-dessus de 100-140°C. Si la phosphine contient des impuretés de diphosphine P2H4, elle s'enflamme spontanément dans l'air.

Lorsqu'elle interagit avec certains acides forts, la phosphine forme des sels de phosphonium, par exemple :

PH3 + HCl = PH4Cl (chlorure de phosphonium).

La structure du cation phosphonium [PH4]+ est similaire à la structure du cation ammonium +.

L'eau décompose les sels de phosphonium pour former de la phosphine et de l'halogénure d'hydrogène.

La phosphine peut être obtenue en faisant réagir des phosphures avec de l'eau :

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

Et une dernière chose. Lorsque le phosphore interagit avec les métaux, des sels se forment - les phosphures. Par exemple, Ca3P2 (phosphure de calcium), Mg3P2 (phosphure de magnésium).

Chapitre III Engrais phosphorés

Les composés du phosphore, comme l'azote, subissent constamment des transformations dans la nature : le cycle du phosphore se produit dans la nature. Les plantes extraient les phosphates du sol et les transforment en substances organiques complexes contenant du phosphore. Ces substances pénètrent dans le corps animal avec les aliments végétaux - formation de substances protéiques dans les tissus nerveux et musculaires, de phosphates de calcium dans les os, etc. Après la mort des animaux et des plantes, les composés contenant du phosphore se décomposent sous l'action de micro-organismes. En conséquence, des phosphates se forment. Ainsi, le cycle exprimé par le diagramme est complété :

P (organismes vivants) P (sol).

Ce cycle est perturbé lorsque les composés du phosphore sont éliminés des rendements agricoles. Le manque de phosphore dans le sol n'est pratiquement pas reconstitué naturellement. Il est donc nécessaire d’appliquer des engrais phosphorés.

Comme vous le savez, les engrais minéraux peuvent être simples ou complexes. Les engrais simples comprennent les engrais contenant un élément nutritif. Les engrais complexes contiennent plusieurs nutriments.

Comment les engrais phosphatés sont-ils produits dans l’industrie ? Les phosphates naturels ne se dissolvent pas dans l'eau, sont peu solubles dans les solutions du sol et sont mal absorbés par les plantes. La transformation des phosphates naturels en composés hydrosolubles est une tâche de l'industrie chimique. La teneur en élément nutritif phosphore dans l'engrais est évaluée par la teneur en oxyde de phosphore (V) P2O5.

Le composant principal des engrais phosphatés est le dihydrogène de calcium ou les hydrogénophosphates. Le phosphore fait partie de nombreux composés organiques des plantes. La nutrition phosphorée régule la croissance et le développement des plantes. Les engrais phosphorés les plus courants comprennent :

1. Farine de phosphorite – fine poudre blanche. Contient 18 à 26 % de P2O5.

Il est obtenu par broyage de phosphorites Ca3(PO4)2.

La farine de phosphorite ne peut être absorbée que sur les sols podzoliques et tourbeux contenant des acides organiques.

2. Superphosphate simple - poudre grise à grains fins. Contient jusqu'à 20 % de P2O5.

Il est obtenu en faisant réagir du phosphate naturel avec de l'acide sulfurique :

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

superphosphate

Dans ce cas, on obtient un mélange de sels Ca(H2PO4)2 et CaSO4, qui est bien absorbé par les plantes de n'importe quel sol.

3. Superphosphate double (couleur et aspect similaires au superphosphate simple).

Il est obtenu en agissant sur le phosphate naturel avec de l'acide phosphorique :

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

Comparé au superphosphate simple, il ne contient pas de CaSO4 et constitue un engrais beaucoup plus concentré (contient jusqu'à 50 % de P2O5).

4. Précipité – contient 35 à 40 % de P2O5.

Obtenu en neutralisant l'acide phosphorique avec une solution d'hydroxyde de calcium :

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4·2H2O.

Utilisé sur les sols acides.

5. Farine d'os. Il est obtenu en traitant les os d'animaux domestiques et contient du Ca3(PO4)2.

6. L'ammophos est un engrais complexe contenant de l'azote (jusqu'à 15 % de K) et du phosphore (jusqu'à 58 % de P2O5) sous forme de NH4H2PO4 et (NH4)2HPO4. Il est obtenu en neutralisant l'acide phosphorique avec de l'ammoniaque.

Conclusion

Et en conclusion, je voudrais dire l'importance biologique du phosphore. Le phosphore fait partie intégrante des tissus des organismes humains, animaux et végétaux. Dans le corps humain, la majeure partie du phosphore est liée au calcium. Pour construire un squelette, un enfant a besoin d’autant de phosphore que de calcium. En plus des os, le phosphore se trouve dans les tissus nerveux et cérébraux, le sang et le lait. Chez les plantes comme chez les animaux, le phosphore fait partie des protéines.

À partir du phosphore qui pénètre dans le corps humain avec la nourriture, principalement les œufs, la viande, le lait et le pain, est construit l'ATP - l'acide adénosine triphosphorique, qui sert de collecteur et de transporteur d'énergie, ainsi que les acides nucléiques - l'ADN et l'ARN, qui transmettent le propriétés héréditaires du corps. L'ATP est consommé le plus intensément dans les organes du corps qui travaillent activement : le foie, les muscles et le cerveau. Ce n’est pas pour rien que le célèbre minéralogiste, l’un des fondateurs de la science géochimique, l’académicien A. E. Fersman, a appelé le phosphore « l’élément de la vie et de la pensée ».

Bibliographie:

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Résumés similaires :

Arsenic (lat. Arsenicum), As, élément chimique du groupe V du système périodique de Mendeleïev, numéro atomique 33, masse atomique 74,9216 ; cristaux gris acier. L'élément est constitué d'un isotope stable

Département de chimie de l'Université d'État de Surgut RÉSUMÉ

Plan:

Introduction……………………………………………………………………………………….	3
Historique du développement du phosphore………………………………………………………...	3
Composés naturels et production de phosphore……………………………………...	4
Propriétés chimiques………………………………………………………………	4
Modifications allotropiques………………………………………………………...	5
un blanc………………………………………………………………………………………..	6
b) rouge…………………………………………………………………………………..	7
c) noir……………………………………………………………………………………….	7
Oxydes de phosphore………………………………………………………………………………………	7
Acide orthophosphorique…………………………………………………………...	9
Orthophosphates………………………………………………………………………………….	11
Le phosphore dans le corps humain……………………………………………………..	11
Allumettes……………………………………………………………………………….	12
Engrais phosphorés……………………………………………………………..	12
Conclusion………………………………………………………………………….	14
1. La valeur du phosphore…………………………………………………………..	14
2. Application de phosphore…………………………………………………………………………………	15
Bibliographie………………………………………………...	17

Introduction

Le cinquième groupe du tableau périodique comprend deux éléments typiques - l'azote et le phosphore - et des sous-groupes d'arsenic et de vanadium. Il existe une différence significative dans les propriétés entre le premier et le deuxième élément typique.

À l’état de substances simples, l’azote est un gaz et le phosphore est un solide. Ces deux substances ont reçu un large éventail d'applications, même si lorsque l'azote a été isolé pour la première fois de l'air, il était considéré comme un gaz nocif et que de grandes sommes d'argent pouvaient être tirées de la vente du phosphore (le phosphore était apprécié pour sa capacité à briller dans l'air). l'obscurité).

Histoire de la découverte du phosphore

Ironiquement, le phosphore a été découvert à plusieurs reprises. Et à chaque fois, ça venait de... l'urine. Il y a des références au fait que l'alchimiste arabe Alhild Behil (XIIe siècle) a découvert le phosphore en distillant de l'urine mélangée à de l'argile, de la chaux et du charbon. Cependant, la date de découverte du phosphore est considérée comme étant 1669. L'alchimiste amateur hambourgeois Henning Brand, un marchand en faillite qui rêvait d'améliorer ses affaires grâce à l'alchimie, traitait une grande variété de produits. En théorisant que les produits physiologiques pourraient contenir la « matière primordiale » considérée comme la base de la pierre philosophale, Brand s'est intéressé à l'urine humaine.

Il a collecté environ une tonne d'urine dans les casernes des soldats et l'a évaporée pour former un liquide sirupeux. Il distilla à nouveau ce liquide et obtint une « huile d'urine » rouge et lourde, qui fut distillée pour former un résidu solide. En chauffant ce dernier, sans accès à l'air, il a remarqué la formation d'une fumée blanche, se déposant sur les parois du récipient et brillant brillamment dans l'obscurité. Brand a nommé la substance qu’il a obtenue phosphore, ce qui signifie « porteur de lumière » en grec.

Pendant plusieurs années, la « recette de préparation » du phosphore fut gardée dans la plus stricte confidentialité et n'était connue que de quelques alchimistes. Le phosphore a été découvert pour la troisième fois par R. Boyle en 1680.

Sous une forme légèrement modifiée, l'ancienne méthode de production de phosphore était également utilisée au XVIIIe siècle : un mélange d'urine avec de l'oxyde de plomb (PbO), du sel de table (NaCl), de la potasse (K 2 CO 3) et du charbon (C) était chauffé. Ce n'est qu'en 1777 que K.V. Scheele a développé une méthode pour obtenir du phosphore à partir de cornes et d'os d'animaux.

Composés naturels et production de phosphore

En termes d'abondance dans la croûte terrestre, le phosphore devance l'azote, le soufre et le chlore. Contrairement à l’azote, le phosphore, en raison de sa forte activité chimique, n’est présent dans la nature que sous forme de composés. Les minéraux phosphorés les plus importants sont l'apatite Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, moins souvent chlore et groupe hydroxyle) et la phosphorite, dont la base est Ca 3 (PO 4) 2. Le plus grand gisement d'apatite se trouve sur la péninsule de Kola, dans la région des monts Khibiny. Les gisements de phosphorite sont situés dans les montagnes de Karatau, dans les régions de Moscou, Kaluga, Briansk et ailleurs. Le phosphore fait partie de certaines substances protéiques contenues dans les organes génitaux des plantes, dans les tissus nerveux et osseux des animaux et des humains. Les cellules cérébrales sont particulièrement riches en phosphore.

Aujourd'hui, le phosphore est produit dans des fours électriques en réduisant l'apatite avec du charbon en présence de silice :

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

À cette température, la vapeur de phosphore est presque entièrement constituée de molécules P2 qui, une fois refroidies, se condensent en molécules P4.

Propriétés chimiques

Configuration électronique de l'atome de phosphore

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3j 0

La couche électronique externe contient 5 électrons. La présence de trois électrons non appariés au niveau d’énergie externe explique que dans l’état normal non excité, la valence du phosphore est de 3.

Mais au troisième niveau d'énergie, il y a des cellules vacantes des orbitales d, donc lors du passage à l'état excité, les électrons 3S se sépareront et se déplaceront vers le sous-niveau d, ce qui conduit à la formation de 5 éléments non appariés.

Ainsi, la valence du phosphore à l’état excité est de 5.

Dans les composés, le phosphore présente généralement un état d'oxydation de +5, moins souvent +3, -3.

1. Réactions avec l'oxygène :

4P0 + 5O2
2P2 +5O5

(avec un manque d'oxygène : 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 Ô 3 )

2. Avec des halogènes et du soufre :

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(les halogénures de phosphore sont facilement décomposés par l'eau, par exemple :

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

3. Avec de l'acide nitrique :

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

4. Forme des phosphures avec les métaux, dans lesquels le phosphore présente un état d'oxydation de 3 :

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(le phosphure de magnésium est facilement décomposé par l'eau Mg 3 P. 2 + 6H 2 Ô 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (phosphine))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Avec alcali :

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

Dans les réactions (1,2,3) - le phosphore agit comme agent réducteur, dans la réaction (4) - comme comburant; réaction (5) - exemple de réaction disproportion.

Le phosphore peut être à la fois un agent réducteur et un agent oxydant.

Changements allotropiques

A l'état libre, le phosphore forme plusieurs modifications allotropiques. Cela s'explique par le fait que les atomes de phosphore sont capables de s'interconnecter pour former des réseaux cristallins de différents types.
Tableau 1

Propriétés physiques du phosphore

Modification allotropique	Densité,	s'il vous plait,	T balle,	Apparence et caractéristiques
Blanc	1,73	44,1	280,5	Poudre cristalline blanche, toxique, s'enflamme spontanément au contact de l'air. À 280-300°C, il devient rouge
Rouge	2,3	590	Sublime à environ 400°C	Poudre cristalline ou amorphe rouge, non toxique. À 220°C et 12  10 8 Pa, il se transforme en phosphore noir. S'allume dans l'air uniquement lorsqu'il est allumé
Noir	2,7	Lorsqu'il est chauffé, il se transforme en phosphore rouge		Structure semblable au graphite. Dans des conditions normales - un semi-conducteur, sous pression il conduit le courant électrique comme le métal

B Modification blanche du phosphore, résultant de la condensation des vapeurs, possède un réseau cristallin moléculaire, aux nœuds duquel se trouvent des molécules P4 (Fig. 1). En raison de la faiblesse des forces intermoléculaires, le phosphore blanc est volatil, fusible, peut être coupé au couteau et se dissout dans des solvants non polaires, comme le sulfure de carbone. Le phosphore blanc est une substance très réactive. Il réagit vigoureusement avec l'oxygène, les halogènes, le soufre et les métaux. L'oxydation du phosphore dans l'air s'accompagne d'un échauffement et d'un incandescence. Le phosphore blanc est donc stocké sous l’eau avec laquelle il ne réagit pas. Le phosphore blanc est très toxique.

Environ 80 % de la production totale de phosphore blanc est destinée à la synthèse d'acide orthophosphorique pur. Il est à son tour utilisé pour produire des polyphosphates de sodium (ils sont utilisés pour réduire la dureté de l’eau potable) et des phosphates alimentaires. Le reste du phosphore blanc est utilisé pour créer des substances fumigènes et des mélanges incendiaires.

Précautions de sécurité. Lors de la production du phosphore et de ses composés, des précautions particulières sont nécessaires, car le phosphore blanc est un poison puissant. Un travail prolongé dans une atmosphère de phosphore blanc peut entraîner des maladies osseuses, la perte des dents et la nécrose des zones de la mâchoire. Lorsqu'il est enflammé, le phosphore blanc provoque des brûlures douloureuses qui ne guérissent pas longtemps. Le phosphore blanc doit être stocké sous l'eau dans des récipients scellés. Le phosphore en combustion est éteint avec du dioxyde de carbone, une solution de CuSO 4 ou du sable. La peau brûlée doit être lavée avec une solution de Km nO 4 ou CuSO 4 . L'antidote à l'empoisonnement au phosphore est une solution à 2 % de CuSO 4.

P. Lors d'un stockage à long terme, ainsi que lorsqu'il est chauffé, le phosphore blanc devient en modification rouge(il n'a été reçu pour la première fois qu'en 1847). Le nom de phosphore rouge fait référence à plusieurs modifications qui diffèrent par leur densité et leur couleur : il va de l'orange au rouge foncé et même au violet. Toutes les variétés de phosphore rouge sont insolubles dans les solvants organiques, et comparées au phosphore blanc, elles sont moins réactives et ont une structure polymère : ce sont des tétraèdres P4 liés les uns aux autres en chaînes sans fin (Fig. 2).

Le phosphore rouge est utilisé dans la métallurgie, dans la production de matériaux semi-conducteurs et de lampes à incandescence, ainsi que dans la production d'allumettes.

N La modification la plus stable du phosphore est phosphore noir. Il est obtenu par transformation allotropique du phosphore blanc à t=220 0 C et à pression élevée. En apparence, il ressemble au graphite. La structure cristalline du phosphore noir est en couches, constituée de couches ondulées (Fig. 3). Le phosphore noir est la modification la moins active du phosphore. Lorsqu'il est chauffé sans accès à l'air, il se transforme, comme le rouge, en vapeur, à partir de laquelle il se condense en phosphore blanc.

Oxyde de phosphore (V)

P2+5O5 Anhydride phosphorique (oxyde de phosphore (V))

Cristaux blancs, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 ébullition. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. A plusieurs modifications. En vapeur, il est constitué de molécules P 4 H 10, il est très hygroscopique (utilisé comme dessicant pour les gaz et les liquides).

Reçu

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Propriétés chimiques

Toutes les propriétés chimiques des oxydes acides : réagit avec l’eau, les oxydes basiques et les alcalis

1) P. 2 Ô 5 + H 2 Ô  2 HPO 3 (acide métaphosphorique)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (acide pyrophosphorique)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (acide orthophosphorique)

2) P. 2 Ô 5 + 3BaO Ba 3 (B.P. 4 ) 2

En fonction de l'excès d'alcali, il forme des sels moyens et acides :

phosphate acide de sodium

phosphate monosodique

À PROPOS acide phosphorique. Plusieurs acides contenant du phosphore sont connus. Le plus important d'entre eux est l'acide orthophosphorique H 3 PO 4 (Fig. 5).

L'acide orthophosphorique anhydre est constitué de cristaux légers et transparents qui diffusent dans l'air à température ambiante. Point de fusion 42,35 0 C. L'acide phosphorique forme des solutions de n'importe quelle concentration avec l'eau.

L'acide orthophosphorique correspond à la formule développée suivante :

R.
En laboratoire acide phosphorique obtenir oxydation du phosphore avec de l'acide nitrique à 30 % :

4. Réagit avec les bases et l'ammoniac ; si l'acide est pris en excès, alors des sels d'acide se forment :

phosphate acide de sodium

phosphate monosodique

5. Réagit avec les sels d'acides faibles :

Lorsqu'il est chauffé, il se transforme progressivement en acide métaphosphorique :

biphosphore

acide

2. Lorsqu'il est exposé à une solution de nitrate d'argent (I), un précipité jaune apparaît :

jaune

sédiment

3. L'acide orthophosphorique joue un rôle important dans la vie des animaux et des plantes. Ses résidus font partie de l'acide adénosine triphosphorique ATP.

Lorsque l’ATP se décompose, une grande quantité d’énergie est libérée.

Orthophosphates. L'acide phosphorique forme trois séries de sels. Si nous désignons les atomes métalliques par les lettres Me, nous pouvons alors représenter sous forme générale la composition de ses sels (tableau 3).

Tableau 3

Formules chimiques des orthophosphates contenant des métaux

monovalent	bivalent	trivalent
	Orthophosphates Moi 3 (PO 4) 2	Moi 3 PO 4
	Orthophosphates d'hydrogène	Moi 2 (NRO 4) 3
	Orthophosphates dihydrogène Moi(H 2 PO 4) 2	Moi(H 2 PO 4) 3

Au lieu d'un métal monovalent, la composition des molécules d'orthophosphate peut comprendre un groupe ammonium : (NH 4) 3 PO 4 - orthophosphate d'ammonium ;

(NH 4) 2 HPO 4 - hydrogénoorthophosphate d'ammonium ; NH 4 H 2 PO 4 – dihydrogène orthophosphate d'ammonium.

Les orthophosphates et hydroorthophosphates de calcium et d'ammonium sont largement utilisés comme engrais, et l'orthophosphate de sodium et l'hydrogénorthophosphate de sodium sont utilisés pour précipiter les sels de calcium de l'eau.

Le phosphore dans le corps humain

Dans un corps humain pesant 70 kg. Contient environ 780 g de phosphore. Le phosphore est présent sous forme de phosphates de calcium dans les os humains et animaux. Il fait également partie des protéines, des phospholipides et des acides nucléiques ; Les composés du phosphore sont impliqués dans le métabolisme énergétique (acide adénésine triphosphorique, ATP). Les besoins quotidiens du corps humain en phosphore sont de 1,2 g, dont nous consommons l'essentiel avec du lait et du pain (100 g de pain contiennent environ 200 mg de phosphore). Le poisson, les haricots et certains types de fromages sont les plus riches en phosphore.

Fait intéressant, pour une bonne nutrition, il est nécessaire de maintenir un équilibre entre la quantité de phosphore et de calcium consommée : le rapport optimal entre ces éléments alimentaires est de 1,51. L'excès d'aliments riches en phosphore entraîne le lessivage du calcium des os, et avec un excès de calcium, une lithiase urinaire se développe.

Allumettes

La surface brûlante d'une boîte d'allumettes est recouverte d'un mélange de phosphore rouge et de poudre de verre. La composition de la tête d'allumette comprend des agents oxydants (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) et des agents réducteurs (S, Sb 2 S 3). Lors du frottement de la surface d'allumage, le mélange appliqué sur l'allumette s'enflamme :

Les premières allumettes au phosphore - avec une tête en phosphore blanc - n'ont été créées qu'en 1827. De telles allumettes s'enflammaient lorsqu'elles étaient frottées contre n'importe quelle surface, ce qui provoquait souvent des incendies. De plus, le phosphore blanc est très toxique. Des cas d'empoisonnement aux allumettes au phosphore ont été décrits, tant dus à une manipulation imprudente qu'à des fins de suicide : pour cela il suffisait de manger quelques têtes d'allumettes. C'est pourquoi les allumettes au phosphore ont été remplacées par des allumettes sûres, qui nous servent fidèlement encore aujourd'hui. La production industrielle d'allumettes de sécurité a débuté en Suède dans les années 60. XIXème siècle.

Engrais phosphorés

Les engrais minéraux sont une source de divers nutriments pour les plantes et les propriétés du sol, principalement de l'azote, du phosphore et du potassium, puis du calcium, du magnésium, du soufre et du fer.

Le phosphore fait partie de nombreux composés organiques des plantes. La nutrition phosphorée régule la croissance et le développement des plantes.

Les matières premières pour la production d'engrais phosphatés, de phosphore et de tous les composés du phosphore sont les minerais d'apatite et de phosphate. La composition des apatites est le plus souvent exprimée par la formule Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatite). Les phosphorites diffèrent des fluorapatites en ce qu'au lieu d'ions F - ils contiennent OH - ou
. Les phosphorites contiennent généralement plus d'impuretés que la fluorapatite.

Dans la Russie pré-révolutionnaire, seuls de minces gisements de phosphorites de mauvaise qualité étaient connus et développés. Par conséquent, la découverte d’un gisement d’apatite sur la péninsule de Kola, dans les monts Khibiny, dans les années 1920, a été un événement d’une énorme importance économique nationale. Une grande usine de traitement a été construite ici, qui sépare la roche extraite en un concentré à haute teneur en phosphore et en impuretés - les « résidus de néphéline », utilisés pour produire de l'aluminium, de la soude, de la potasse et du ciment.

De puissants gisements de phosphorites ont été découverts dans le sud du Kazakhstan, dans les monts Karatau.

L'engrais phosphoré le moins cher est le phosphorite finement broyé - la roche phosphatée. Le phosphore y est contenu sous forme de phosphate de calcium insoluble dans l'eau Ca 3 (PO 4) 2. Les phosphorites ne sont donc pas absorbés par toutes les plantes ni par tous les sols. La majeure partie des minerais de phosphore extraits est transformée par des méthodes chimiques en substances disponibles pour toutes les plantes sur n'importe quel sol. Ce sont des phosphates de calcium hydrosolubles :

Superphosphate double(couleur et aspect similaires au superphosphate simple - poudre grise à grains fins).

Il est obtenu en agissant sur le phosphate naturel avec de l'acide phosphorique :

Comparé au superphosphate simple, il ne contient pas de CaSO 4 et constitue un engrais très concentré (contient jusqu'à 50 % de P 2 O 5).

Précipité– contient 35 à 40 % de P 2 O 5.

Obtenu en neutralisant l'acide phosphorique avec une solution d'hydroxyde de calcium :

Utilisé sur les sols acides.

Ammophos – complexe engrais contenant de l'azote (jusqu'à 15 % N) et du phosphore (jusqu'à 58 % P 2 O 5) sous forme de NH 4 H 2 PO 4 et (NH 4) 2 HPO 4. Il est obtenu en neutralisant l'acide phosphorique avec de l'ammoniaque.

Auparavant, pendant plus de 100 ans, ce qu'on appelle superphosphate simple, qui est formé par l'action de l'acide sulfurique sur le phosphate de calcium naturel :

Dans ce cas, l'acide sulfurique réagit relativement moins avec le phosphate de calcium que lors de la production d'acide phosphorique à partir de celui-ci. Le résultat est un mélange de dihydrogénophosphate de calcium et de sulfate de calcium. Il s'agit d'un engrais dont la fraction massique de P 2 O 5 ne dépasse pas 20 %. Aujourd’hui, le superphosphate simple est produit à relativement petite échelle dans des usines déjà construites.

Composition complexe. Contient P, Ca, Si, C, Fe et d'autres éléments

Complexe

Ammophos

Ammofoska

Nitroammophos

Conclusion

Valeur du phosphore

L'acide phosphorique revêt une grande importance en tant que l'un des composants les plus importants de la nutrition des plantes. Le phosphore est utilisé par les plantes pour fabriquer leurs parties les plus vitales : les graines et les fruits.

Les dérivés de l'acide orthophosphorique sont très nécessaires non seulement pour les plantes, mais aussi pour les animaux. Les os, les dents, les coquilles, les griffes, les aiguilles et les épines de la plupart des organismes vivants sont principalement constitués d'orthophosphate de calcium. De plus, l'acide orthophosphorique, formant divers composés avec des substances organiques, participe activement aux processus métaboliques d'un organisme vivant avec l'environnement. Ainsi, les dérivés du phosphore se retrouvent dans les os, le cerveau, le sang, les muscles et les tissus conjonctifs des humains et des animaux. Il y a surtout beaucoup d'acide orthophosphorique dans la composition des cellules nerveuses (cerveau), ce qui a permis à A.E. Fersman 1, un géochimiste célèbre, a appelé le phosphore « l’élément de la pensée ». Une diminution de la teneur en composés phosphorés dans l'alimentation ou leur introduction sous une forme non digestible a un effet très négatif sur l'état de l'organisme (maladie animale avec rachitisme, anémie, etc.).

Application de phosphore

L'acide phosphorique est actuellement assez largement utilisé. Son principal consommateur est la production de phosphate et d’engrais combinés. À ces fins, environ 100 millions de tonnes de minerai contenant du phosphore sont extraites chaque année dans le monde. Les engrais phosphorés contribuent non seulement à augmenter la productivité de diverses cultures agricoles, mais donnent également aux plantes une résistance à l'hiver et à d'autres conditions climatiques défavorables, et créent des conditions pour une maturation plus rapide des cultures dans les zones à saison de croissance courte. Ils ont également un effet bénéfique sur le sol, favorisant sa structuration, le développement des bactéries du sol, modifiant la solubilité d'autres substances contenues dans le sol et supprimant certaines des substances organiques nocives qui se forment.

L'industrie agroalimentaire consomme beaucoup d'acide orthophosphorique. Le fait est que l'acide orthophosphorique dilué a un goût très agréable et que ses petits ajouts aux marmelades, limonades et sirops améliorent considérablement leur goût. Certains sels de l'acide phosphorique possèdent également cette propriété. Les hydrogénophosphates de calcium, par exemple, sont depuis longtemps inclus dans les levures chimiques, améliorant le goût des petits pains et du pain.

D'autres applications industrielles de l'acide orthophosphorique sont également intéressantes. Par exemple, il a été remarqué que l'imprégnation du bois avec l'acide lui-même et ses sels rend le bois ininflammable. Sur cette base, des peintures ignifuges, des panneaux de bois au phosphore ininflammables, de la mousse de phosphate ininflammable et d'autres matériaux de construction sont désormais produits.

Divers sels d'acide phosphorique sont largement utilisés dans de nombreuses industries, dans la construction, dans divers domaines technologiques, dans les services publics et dans la vie quotidienne, pour la protection contre les radiations, pour adoucir l'eau, pour lutter contre le tartre des chaudières et pour fabriquer divers détergents.

L'acide phosphorique, les acides condensés et les phosphates déshydratés servent de catalyseurs dans les processus de déshydratation, d'alkylation et de polymérisation des hydrocarbures.

Les composés organophosphorés occupent une place particulière en tant qu'agents d'extraction, plastifiants, lubrifiants, additifs en poudre et absorbants dans les unités de réfrigération. Les sels d'alkylphosphates acides sont utilisés comme tensioactifs, antigels, engrais spéciaux, anticoagulants au latex, etc. Les phosphates d'alkyles acides sont utilisés pour le traitement d'extraction des liqueurs de minerai d'uranium.

Liste de la littérature utilisée :

F. G. Feldman, G. E. Rudzitis. CHIMIE. Manuel pour la 9e année des établissements d'enseignement général. – M., 5e édition, LUMIÈRES, 1997.
CHIMIE. Matériel de référence. Edité par Yu.D. Tretiakov, - M., ÉDUCATION, 1984.
CHIMIE. Manuel de l'écolier, - M., 1995.
CHIMIE. Encyclopédie pour enfants. Tome 17, AVANTA, 2000.
Weser W.-J., Phosphore et ses composés, trad. de l'anglais, - M., 1963.
L'Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Alexander Evgenievich, géochimiste et minéralogiste soviétique, académicien de l'Académie des sciences de l'URSS (1919). Étudiant de V.I. Vernadsky.

Phosphore (P)- en raison de la forte activité à l'état libre, cela ne se produit pas dans la nature.

Configuration électronique 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3

Le phosphore est un non-métal (ce qu'on appelait auparavant un métalloïde) d'activité moyenne. L’orbite externe de l’atome de phosphore contient cinq électrons, dont trois non appariés. Par conséquent, il peut présenter des valences de 3-, 3+ et 5+.

Pour que le phosphore présente une valence de 5+, un certain effet sur l’atome est nécessaire, ce qui transformerait les deux électrons appariés de la dernière orbite en électrons non appariés.

Le phosphore est souvent qualifié d’élément aux multiples facettes. En effet, dans différentes conditions, il se comporte différemment, présentant des propriétés oxydantes ou réductrices. La polyvalence du phosphore inclut également sa capacité à exister sous plusieurs modifications allotropiques.

Répartition dans la nature

Le phosphore est répandu dans la nature et représente 0,12 % de la croûte terrestre. Il fait partie des protéines d'origine végétale et animale. Le squelette humain contient environ 1 400 g de phosphore, les muscles - 130 g, le cerveau et les nerfs - 12 g. Le phosphore représente une proportion importante dans la composition chimique des plantes et constitue donc un engrais important. Les principales matières premières pour la production d'engrais sont l'apatite CaF 2 Ch3Ca 3 (PO 4) 2 et les phosphorites, dont la base est le phosphate de calcium Ca 3 (PO 4) 2. Le phosphore élémentaire est obtenu par réduction électrothermique à 1 400-1 600°C à partir de phosphorites et d'apatites en présence de SiO 2. L'apatite est extraite en Russie, au Brésil, en Finlande et en Suède. Une source majeure de phosphore est le minerai de phosphate, extrait en grande quantité aux États-Unis, au Maroc, en Tunisie, en Algérie, en Égypte et en Israël. Le guano, une autre source de phosphore, est extrait aux Philippines, aux Seychelles, au Kenya et en Namibie.

Les modifications allotropiques les plus importantes

Phosphore blanc. La modification la plus célèbre de l’élément n°15 est peut-être le phosphore mou, cireux, blanc ou jaune. C'est Brand qui l'a découvert, et grâce à ses propriétés, l'élément a reçu son nom : en grec « phosphore » signifie lumineux, lumineux. La molécule de phosphore blanc est constituée de quatre atomes disposés en forme de tétraèdre. Densité 1,83, point de fusion 44,1°C, point d'ébullition 280°C. Le phosphore blanc est toxique, extrêmement réactif et s'oxyde facilement. Soluble dans le sulfure de carbone, l'ammoniac liquide et le SO 2, le benzène, l'éther, volatil. A une odeur âcre d’ail. Presque insoluble dans l'eau. Brille dans le noir.

Phosphore rouge. Lorsqu'il est chauffé sans accès à l'air au-dessus de 250°C, le phosphore blanc se transforme en rouge. C'est déjà un polymère, mais pas une structure très ordonnée. La réactivité du phosphore rouge est nettement inférieure à celle du phosphore blanc. Il ne brille pas dans le noir et ne se dissout pas dans le sulfure de carbone. (Contient toujours de petites quantités de phosphore blanc, ce qui peut le rendre toxique.). Sa densité est bien plus grande, sa structure est finement cristalline. Inodore, couleur rouge-brun. Le réseau cristallin atomique est très complexe, généralement amorphe. Insoluble dans l'eau et les solvants organiques. Écurie. Les propriétés physiques dépendent de la méthode de préparation.

Phosphore noir- une substance polymère à éclat métallique, semblable au graphite, inodore, grasse au toucher. Insoluble dans l'eau et les solvants organiques. Réseau cristallin atomique, semi-conducteur. t°d'ébullition= 453°С (sublimation), t°de fusion= 1000°C (à p=1,8 * 10 9 Pa), stable.

Moins connues sont d'autres modifications du phosphore, encore plus moléculaires, - violettes et brunes, qui diffèrent les unes des autres par le poids moléculaire et le degré d'ordre des macromolécules. Ces modifications sont exotiques en laboratoire et, contrairement au phosphore blanc et rouge, n'ont pas encore trouvé d'application pratique.

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