Красный фосфор применение. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Содержание
  1. Фосфор. Химия фосфора
  2. Положение в периодической системе химических элементов
  3. Электронное строение фосфора
  4. Физические свойства и нахождение в природе
  5. Соединения фосфора
  6. Способы получения фосфора
  7. Химические свойства фосфора
  8. Фосфор и его соединения. Практическое применение соединений фосфора
  9. Фосфор: общая характеристика элемента
  10. Простое вещество фосфор
  11. Химические свойства
  12. Нахождение в природе
  13. Фосфор и его соединения
  14. Соединения с металлами
  15. Летучие вещества на основе фосфора
  16. Соединения с неметаллами
  17. Кислородсодержащие органические соединения с фосфором
  18. Применение фосфора в промышленности
  19. №15 Фосфор
  20. Нахождение в природе, получение:
  21. Физические свойства:
  22. Химические свойства:
  23. Важнейшие соединения:
  24. Применение:
  25. Фосфор. Аллотропия фосфора. Физические и химические свойства фосфора
  26. Белый фосфор
  27. Красный фосфор
  28. Черный фосфор

Фосфор. Химия фосфора

Красный фосфор применение. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Полный курс химии вы можете найти на моем сайтеCHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу вВКонтактеили на. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс «40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии«.

Создать карусель Добавьте описание

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:

Создать карусель Добавьте описание

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии.

Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.

 

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

Создать карусель Добавьте описание

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеБелый фосфор

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего).

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Плавление белого фосфораСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

Черный фосфор– то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

Создать карусель Добавьте описаниеЧерный фосфор

Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Создать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, напримерметафосфорную кислоту.

Создать карусель Добавьте описание

3.Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Создать карусель Добавьте описание

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

Горение белого фосфораГорение красного фосфораСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описаниеСоздать карусель Добавьте описание

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

Создать карусель Добавьте описание

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Напримеркальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

Создать карусель Добавьте описание

Еще примернатрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2.Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Напримеразотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Создать карусель Добавьте описание

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью.

Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Красный фосфор + бертолетова соль

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Создать карусель Добавьте описание

Или с гидроксидом кальция:

Источник: https://zen.yandex.ru/media/chemege/fosfor-himiia-fosfora-5ee0c8a67b3be8574b67a950

Фосфор и его соединения. Практическое применение соединений фосфора

Красный фосфор применение. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие органические вещества.

При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека.

Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

  1. Пятая группа, главная подгруппа.
  2. Третий малый период.
  3. Порядковый номер — 15.
  4. Атомная масса — 30,974.
  5. Электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p3.
  6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
  7. Химический символ — Р, произношение в формулах «пэ». Название элемента — фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного «светящегося» вещества.

Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем.

Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

  • И. Кункелем;
  • Р. Бойлем;
  • А. Маргграфом;
  • К. Шееле;
  • А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества — восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах.

Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

  1. Белый. Это соединение, формула которого Р4. Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму — красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 440С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
  2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р4О10.
  3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 2500С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
  4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора — металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

  • металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
  • неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
  • сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
  • с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
  • с водой при очень высокой температуре;
  • с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

  • зеленая часть растений, их семена и плоды;
  • животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
  • земная кора;
  • почва;
  • горные породы и минералы;
  • морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

  • инглишит;
  • фторапаптит;
  • сванбергит;
  • фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

  • белки;
  • фосфолипиды;
  • ДНК;
  • РНК;
  • фосфопротеиды;
  • ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

  1. Бинарные соединения — оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р2О5, PCL3, P2S3, PH3 и прочие.
  2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н3РО4, Na3PO4, H4P2O6, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HPO4 и другие.
  3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3↑

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник — водород. Формула водородного соединения фосфора — РН3, название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

  1. Летучий бесцветный газ.
  2. Очень ядовитый.
  3. Обладает запахом гнилой рыбы.
  4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
  5. При обычных условиях очень химически активен.
  6. Самовоспламеняется на воздухе.
  7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название — фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в «блуждающих огнях», которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди.

Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться.

Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора — ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

  • соединение фосфора и серы — сульфид фосфора P2S3;
  • хлорид фосфора III, V;
  • оксиды и ангидрид;
  • бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший оксид фосфора — Р2О5. Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Кислородсодержащие органические соединения с фосфором

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом.

Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом.

Это кислородсодержащие соединения с фосфором. К ним относятся:

  • коферменты — НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
  • белки;
  • нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
  • фосфолипиды и фосфопротеиды;
  • ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий — РО43-, то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК — главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

  1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
  2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
  3. Для защиты металлов от коррозии.
  4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
  5. Как средство для умягчения воды.
  6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

Источник: https://FB.ru/article/201434/fosfor-i-ego-soedineniya-prakticheskoe-primenenie-soedineniy-fosfora

№15 Фосфор

Красный фосфор применение. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Палочки белого фосфора хранят и разрезают под водой. На свету они постепенно краснеют

Модель молекулы P4O10

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году, хотя существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» — свет и «феро» — несу.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Нахождение в природе, получение:

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3F, фосфорит Ca3(PO4)2 и другие.

Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500°С:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 4P + 10CO + 6CaSiO3

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO3 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO

Физические свойства:

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропных модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белую, красную (см. рис.), черную и металлический фосфор.

Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропных модификации фосфора.
Белый фосфор, фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P4.

При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P4 = 2P2. При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы.
Красный фосфор имеет формулу (Р4)n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb).

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник.

Химические свойства:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается.

Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид. Фосфор взаимодействует с галогенами и серой, азотной кислотой, со щелочами.

Может быть как восстановителем, так и окислителем

Важнейшие соединения:

Оксид фосфора(V), P2O5 или фосфорный ангидрид — белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P4O10.

Фосфорный ангидрид жадно поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P2O5 образуется несколько типов фосфорных кислот: мета- и ортофосфорная, дифосфорная, а также большая группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора.

При взаимодействии P2O5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO3:
P4O10 + 2H2O = 4НРO3
а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
НРO3 + H2O = H3PO4
Оксид фосфора(III), P2O3 — бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, Тпл 23,8° С.

По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P4O6. С водой образует фосфористые кислоты.
Ортофосфористая кислота, H3PO3 — слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Ее особенность — только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами.

При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:
H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2
Фосфиновая кислота, (устар. фосфорноватистая) H3PO2, бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, Тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH)2 или Ba(OH)2.

Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.
Трихлорид фосфора, PCl3 — жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl3.

Пентахлорид фосфора, PCl5 — светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение [PCl4+][PCl6-]. Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl3 с хлором или S2Cl2:3PCl3 + S2Cl2 = PCl5 + 2PSCl3.

Водородные соединения: фосфористый водород РН3 (фосфин) бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P2H4) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение: 4Р + 3КОН + 3Н2O = РН3 + 3КН2РO2При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:

6Р+4КОН + 4Н2O = Р2Н4 + 4КН2РO2

2Р + 2КОН + 2Н2O = Н2 + 2КН2РO2

Применение:

В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений. Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма. …

Семенова Н.В.
ХФ ТюмГУ, 561 группа.

Источники: http://ru.wikipedia.org/wiki/Фосфор

КонТрен – Химия для школьников, студентов, учителей …подготовка к экзаменам и олимпиадам

   

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info15.htm

Фосфор. Аллотропия фосфора. Физические и химические свойства фосфора

Красный фосфор применение. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Данный урок посвящен изучению свойств элемента, который находится в одной подгруппе с азотом. Простые вещества, образованные атомами этого элемента, являются неметаллами. Этот элемент – фосфор. В ходе урока вы изучите свойства фосфора и как химического элемента, и как простого вещества.

I. Учебный фильм: “Фосфор”

II. Открытие фосфора

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество.

Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи.

Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото.

После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

https://www.youtube.com/watch?v=3rbfmNK4oz4

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи».

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

III. Строение атома

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса Ar(P) = 31.

Р +15)2 )8 )5

1S22S22P63S23P3, фосфор: p– элемент, неметалл

Тренажёр №1«Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева»

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S2 – электронов и один из них может перейти на 3d– орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V.

IV. Аллотропия фосфора

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный и чёрный фосфор

Аллотропия фосфора

Опыт: «Свечение белого фосфора в темноте»

Опыт: «Превращение красного фосфора в белый»

V. Нахождение в природе

В от­ли­чие от со­сед­не­го эле­мен­та по груп­пе, азота, фос­фор в при­ро­де в сво­бод­ном виде не встре­ча­ет­ся, по­сколь­ку хи­ми­че­ски го­раз­до более ак­ти­вен.

В при­ро­де эле­мент фос­фор до­ста­точ­но рас­про­стра­нен, мас­со­вая доля фос­фо­ра в зем­ной коре со­став­ля­ет 0,09 % (т. е. за­ни­ма­ет 12-е место по рас­про­стра­нен­но­сти).

Важ­ней­шие ми­не­ра­лы фос­фо­ра – апа­тит и фос­фо­рит, ос­но­ву ко­то­рых со­став­ля­ет фос­фат каль­ция.

Рис. 1. Ми­не­ра­лы, со­дер­жа­щие фос­фор: а – апа­тит, б – фос­фо­рит

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2 хСаF2 и фосфатов Са3(РO4)2. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах — 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

Биологическая роль соединений фосфора 

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·CaF2. В состав зубной эмали входит фторапатит.

Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг.

При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология фосфора

  • Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
  • Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем.

Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

VI. Физические свойства

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора — P4, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Плохо растворяется в воде, но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Белый фос­фор – мяг­кое во­ско­по­доб­ное ве­ще­ство бе­ло­го или свет­ло-жел­то­го цвета. Эта ал­ло­троп­ная мо­ди­фи­ка­ция самая хи­ми­че­ски ак­тив­ная. Уже при 50°С белый фос­фор са­мо­вос­пла­ме­ня­ет­ся на воз­ду­хе. При ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре он окис­ля­ет­ся кис­ло­ро­дом воз­ду­ха, в ре­зуль­та­те чего вы­де­ля­ет­ся энер­гия в виде света. Белый фос­фор – силь­ный яд.

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А.Шрёттеромпри нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск.

Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов.

Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора.

При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде.

При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре.

При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Черный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У.

 Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С.

Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях.

Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника.

Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8·106 Па.

Также существуют желтый фосфор и металлический фосфор.

VII. Получение фосфора

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

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

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO

VIII. Химические свойства фосфора

Окислитель

Восстановитель

1. С металлами — окислитель, образуетфосфиды:

2P + 3Ca → Ca3P2 

Опыт «Получение фосфида кальция»

2P + 3Mg → Mg3P2.

Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина

Mg3P2 + 3H2SO4(р-р)= 2PH3 + 3MgSO4

Опыт «Гидролиз фосфида кальция»

Свойства фосфина 

PH3 + 2O2 = H3PO4.

PH3 + HI = PH4I

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

«Горение фосфора»

«Горение белого фосфора под водой»

«Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора»

4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

2. С неметаллами — восстановитель:

2P + 3S → P2S3,

2P + 3Cl2 → 2PCl3.

! Не взаимодействует с водородом

3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

IX. Применение фосфора

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью.

Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, и др.

X. Закрепление

Задание №1.

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.Происходит реакция :

P + KClO3 = KCl + P2O5

Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Задание №2.

Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca3P2 -> PH3 -> P2O5
Для последней реакции PH3 -> P2O5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание №3.

Осуществите превращения по схеме:
Ca3(PO4)2 -> P -> P2O5

Задание №4.

Расставьте коэффициенты:  P + KOH + H2O = PH3 + KH2PO3

ЦОРы

Учебный фильм: “Фосфор”

Опыт: «Свечение белого фосфора в темноте»

Опыт: «Превращение красного фосфора в белый»

Опыт: «Получение фосфида кальция»

Опыт: «Гидролиз фосфида кальция»

Опыт: «Горение фосфора»

Опыт: «Горение белого фосфора под водой»

Опыт: «Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора»

Источник: https://kardaeva.ru/89-dlya-uchenika/9-klass/211-fosfor-allotropiya-fosfora-fizicheskie-i-khimicheskie-svojstva-fosfora

Вопросы адвокату
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: