Фосфор и его соединения НАЗВАНИЕ ЭЛЕМЕНТА ФОСФОР СВЕТОНОСЕЦ

Фосфор и его соединения НАЗВАНИЕ ЭЛЕМЕНТА ФОСФОР (СВЕТОНОСЕЦ) ПРОИСХОДИТ ОТ ЛАТИНСКОГО ФОСФОРУС (СВЕТЯЩИЙ) И СВЯЗАНО С ЕГО ОТКРЫТИЕМ – ПОЛУЧЕНИЕМ БЕЛОГО ФОСФОРА

Фосфор P или P 4 ФОСФОР — ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ 5 -Й ГРУППЫ ТРЕТЬЕГО ПЕРИОДА, АТОМНЫЙ НОМЕР 15. ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ 3 S 23 P 3 СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ -3, 0, +1, +3, +5 3 НЕ СПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНА, МОЖЕТ БЫТЬ ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ, 5 НЕ СПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНОВ

Нахождение в природе Один из распространённых элементов земной коры. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. С фосфором знакомы все, кто хотя бы раз держал в руках коробку спичек. Более того, каждый из нас носит в себе приблизительно (4, 5 кг) этого элемента, но, конечно, в виде химических соединений. Он входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни. Фосфорсодержащие белки присутствуют в мышцах, мозговой ткани и нервах животных и человека, так же фосфор содержится во всех частях зеленых растений. Но особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти точно совпадает с формулой минерала фосфорита Ca 3(PO 4)2.

Историческая справка Документированное открытие фосфора состоялось в 1669 г. , немецким алхимиком Хённиг Брандом. Отставной солдат Хённиг Бранд из Гамбурга, подобно другим алхимикам, упорно пытался отыскать волшебный философский камень, который возвращал бы больным старикам молодость и здоровье, а все металлы обращал в золото. Как и другие алхимики, Бранд действовал вслепую, подвергая разнообразные вещества химическим операциям – перегонке, выпариванию, прокаливанию. Однажды ему пришло в голову выпарить воду из мочи, которая в большом количестве скапливалась в ямах около солдатских казарм. Сказано – сделано. И вот получен сухой остаток от выпаривания. Бранд смешивает его с углем и песком, прокаливает и. . . в реторте оказывается удивительное светящееся в темноте вещество, которое он назвал «холодным огнем» .

Открытие фосфора изображено на картине английского художника Дж. Райта ( «Райт из Дерби» , 1734– 1797 гг. )

Аллотропные модификации и физические св-ва Фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций. Обычно выделяют три аллотропные модификации простого вещества – белую, красную, черную и металлический фосфор.

белый красный чёрный Молекулярная к/р Атомная к/р похож на воск, мягкий и легкоплавкий, t пл. 44, 1 светится в темноте, не проводит эл. ток, очень огнеопасен и чрезвычайно ядовит, прикасаться к нему руками строжайше запрещено. совсем не светящийся красно-фиолетовый порошок, нерастворим в воде и органических растворителях, при нагревании без доступа воздуха возгоняется. Более безопасен в обращении, чем белый фосфор. Не ядовит, не проводит эл. Ток, t пл. 590 похожий по свойствам на металл, он проводит электрический ток и блестит, не ядовит. Если нагревать белый фосфор до 300 °С без доступа воздуха или при 250– 260 °C в присутствии катализаторов , он превратится в красный фосфор Возгонкой и охлаждением красного фосфора получают белый фосфор. при нагревании переходит в красный фосфор

Химические свойства Белый фосфор Р 4 значительно активнее красного фосфора: так, температура вспышки белого фосфора 34 °С (часто самовозгорается на воздухе), а красного фосфора 240 °С. В уравнениях реакций фосфор для упрощения записывают как P. Красный фосфор на воздухе загорается только при нагревании, реагирует с фтором, хлором и серой. Свечение на воздухе характерно только для белого фосфора P 4. Белый фосфор светится за счет того, что при медленном окислении из Р 4 получается оксид фосфора(III).

Химические свойства 1)С неметаллами 4 P + 5 O 2 2 P 2 O 5 4 P + 3 O 2 2 P 2 O 3 (мало O 2) 2 P + 3 H 2 2 PH 3 фосфин практически не реагируют 2 P + 3 S P 2 S 3 2 P + 5 Cl 2 2 PCl 5 реакция протекает с выделением большого кол-ва тепла При температурах выше 2000°С Фосфор реагирует с углеродом с образованием карбида РС 3 Из соединений Фосфора с азотом известны нитриды PN, P 2 N 3, P 3 N 5 - твердые, химически устойчивые вещества, полученные при пропускании азота с парами фосфора через электрическую дугу

2)С активными металлами 2 P + 3 Ca Ca 3 P 2 фосфид кальция Ca 3 P 2 + H 2 O = Ca(OH)2 + PH 3 гидролиз фосфидов

3)С водой при t 0 C 4 P + 6 H 2 O PH 3 + 3 H 3 PO 2 4)Со щелочами 4 P + 3 KOH + 3 H 2 O PH 3 + 3 KH 2 PO 2 5)С особыми кислотами Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3 P + 5 HNO 3(конц) +2 H 2 O 3 H 2 PO 4 + 5 NO 2 P + 5 H 2 SO 4(конц) 2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 +2 H 2 O Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6 P + 5 KCl. O 3 5 KCl + 3 P 2 O 5

Получение фосфора в промышленности Сырьем для промышленного получения фосфора служит минерал фосфорит Ca 3(PO 4)2. Его смешивают с углем и кварцевым песком и прокаливают при высокой температуре. Ca 3(PO 4)2 +3 Si. O 2+5 C=3 Ca. Si. O 3+2 P+5 CO (2000 °C) 4 HPO 3 +10 C = P 4 + 2 H 2 O+10 CO

Применение фосфора и его соединений Фосфор используется для изготовления спичек, производства зажигательных смесей. Много фосфора используется в производстве фосфорорганических ядохимикатов – таких, как хлорофос, карбофос, дихлофос. Другие фосфорорганические соединения помогают извлекать из растворов ценные металлы. Главный потребитель ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 – производство минеральных удобрений. Суперфосфат (простой и двойной), преципитат, аммофос, нитрофоска – все это вещества, необходимые для повышения урожайности.

1. Удобрение Простой суперфосфат – смесь Ca(H 2 PO 4)2*H 2 O и Ca. SO 4 Двойной суперфосфат -- Ca(H 2 PO 4)2 • H 2 O

Химия и литература «Да! Это была собака, огромная, черная, как смоль. Но такой собаки еще никто не видывал. Из ее пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку мерцал переливающийся огонь. Ни в чьем воспаленном мозгу не могло возникнуть виденее более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившее на нас из тумана…. Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза были обведены огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, отняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте. - Фосфор, - сказал я» Вопрос: В этом отрывке из «Собаки Баскервилей» А. Конан Дойл допустил существенную химическую ошибку. Назовите ее.

PH 3 Фосфин - «мерцающий свет, появляющийся на болотах (знаменитые «блуждающие огни» ) — результат самопроизвольного воспламенения фосфина» фосфин, или фосфористый водород (PH 3) — это бесцветный газ с неприятным запахом гниющей рыбы или чеснока. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. Фосфин сильно ядовит, действует на нервную систему. Фосфин способен к самовозгоранию при контакте с кислородом воздуха.

Получение фосфина 1)Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью 8 P + 3 Ca(OH)2 + 6 H 2 O = 2 PH 3 + 3 Ca(H 2 PO 2)2 2)воздействием воды или кислот на фосфиды Ca 3 P 2 + 6 H 2 O = 2 PH 3 + 3 Ca(OH)2 Ca 3 P 2 + 6 HCl = 2 PH 3 + 3 Ca. Cl 2 3)Разложение йодида фосфония PH 4 I = PH 3 + HI (800 С)

Химические свойства фосфина Химические свойства похожи на аммиак, проявляет слабые основные св-ва. PH 3 + HCl = PH 4 Cl (t 30 С) PH 3 + O 2 = H 3 PO 4 2 PH 3 = 2 P + 3 H 2 (t 0 C) Соли фосфина и сам фосфин, являются сильными восстановителями. PH 3 + H 2 SO 4 = H 3 PO 2+ SO 2+ H 2 O PH 3+HNO 3= H 3 PO 4+ NO 2+ H 2 O PH 3+I 2+ H 2 O= H 3 PO 2+ HI

Кислородсодержащие соединения фосфора HPO 3 – метафосфорная кислота H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота H 4 P 2 O 7 – пирофосфорная кислота H 3 PO 3 – фосфористая кислота H 3 PO 2 – фосфорноватистая кислота (одноосновная) P 2 O 3 оксид фосфора lll P 2 O 5 оксид фосфора V

Применение фосфина В сельском хозяйстве для обеззараживания зернохранилищ и защите от клещей и других вредителей при транспортировке урожая, особенно зерновых культур. Раньше его активно применяли против крыс и мышей в амбарах. В Австралии к его помощи прибегают даже в борьбе с чрезмерно быстро размножающимися кроликами. Ряд гербицидов и инсектицидов содержат фосфорорганические соединения на основе фосфина и его производных. химическое оружие: зарина и зомана — на основе производных фосфина.

P 2 O 3 - Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III). Белые кристаллы, в парах состоит из молекул P 4 O 6. Кислотный оксид. Получение. Окисление фосфора при недостатке кислорода: 4 P + 3 O 2 2 P 2 O 3 Химические свойства. 1)Кислотный оксид фосфористой кислоты: P 2 O 3 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 3 P 2 O 3+ 4 Na. OH 2 Na 2 HPO 3+ H 2 O P 2 O 3+ 6 Na. OH 2 Na 3 PO 3+ 3 H 2 O P 2 O 3 + K 2 O K 3 PO 3 2)Сильный восстановитель: O 2+ P 2 O 3 P 2 O 5

P 2 O 5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V). Белые кристаллы. В парах состоит из молекул P 4 H 10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей). Получение: 4 P + 5 O 2 2 P 2 O 5 Химические свойства. 1)С водой P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 (мало H 2 O) P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 2)С основным и амфотерным оксидом P 2 O 5 + 3 Ba. O Ba 3(PO 4)2 3)C щелочью P 2 O 5 + 6 KOH 2 K 3 PO 4+ 3 H 2 O P 2 O 5 + KOH KH 2 PO 4 + H 2 O P 2 O 5 + KOH K 2 HPO 4 + H 2 O

4)P 2 O 5 - сильное водоотнимающее средство: P 2 O 5+ 2 HNO 3 2 HPO 3 + N 2 O 5 P 2 O 5+ 2 HCl. O 4 2 HPO 3+ Cl 2 O 7 P 2 O 5 + H 2 SO 4 H 2 PO 4 + SO 3 5)c солями P 2 O 5 + 2 K 3 PO 4+ H 2 O KH 2 PO 4

Фосфорные кислоты Кислоты Получение фосфорной кислоты 1. P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 2. Ca 3(PO 4)2 + 3 H 2 SO 4(конц) 2 H 3 PO 4 + 3 Ca. SO 4 3. 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O 3 H 3 PO 4 + 5 NO

Химические свойства фосфорной кислоты взаимодействие с индикаторами Лакмус – красный Метилоранж – красный Фенолфталеин – бесцветный Реагирует с металлами до H 3 Mg + 2 H 3 PO 4 = Mg 3(PO 4)2 + H 2 Реагирует с оксидами металлов 3 Mg. O + 2 H 3 PO 4 = Mg 3(PO 4)2 + 3 H 2 O Реагирует с гидроксидами металлов 3 Mg(OH)2 + 2 H 3 PO 4 = Mg 3(PO 4)2 + 6 H 2 O

Химические свойства 1)При нагревании 2 H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O (to. C) 4)Вступает в обменные реакции с солями 3 Na 2 CO 3 + 2 H 3 PO 4 = 2 Na 3 PO 4 + 3 CO 2 + 3 H 2 O