Метафосфорная кислота - одноосновная кислота, простейшая формула которой HPO 3 ; действительный же состав её молекул выражается формулой (HPO 3) n , где n = 3,4,5 и т. д. В чистом виде представляет собой стекловидную массу, легко растворимую в воде.

Получают взаимодействием оксида фосфора(V)c водой:

Физико-химические свойства

Метафосфорная кислота представляет собой белое стеклообразное вещество, хорошо растворимое в воде и, присоединяя её, постепенно переходит в ортофосфорную кислоту:

Очень ядовитое вещество.

H 3 PO 4

Ортофо́сфорная кислота́ (фо́сфорная кислота́) - неорганическая кислота средней силы, с химической формулой H 3 PO 4 , которая при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы.

При температуре выше 213 °C она превращается в пирофосфорную кислоту H 4 P 2 O 7 . Очень хорошо растворима в воде. Обычно ортофосфорной (или просто фосфорной) кислотой называют 85 % водный раствор (бесцветная сиропообразная жидкость без запаха). Растворима также в этаноле и других растворителях.

Фосфорную кислоту получают из фосфата:

Можно получить гидролизомпентахлорида фосфора:

Или взаимодействием с водойоксида фосфора(V), полученного сжиганиемфосфоравкислороде:

С водойреакция идет очень бурно, поэтомуоксид фосфора(V)обрабатывают нагретым до 200 °C концентрированным раствором ортофосфорнойкислоты.

Расплавленная ортофосфорная кислотаи её концентрированныерастворыобладают большой вязкостью, что обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей.

H 3 PO 4 - трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например, с хлорной HClO 4 , фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности - образуются соли фосфорила, например [Р(ОН) 4 ]ClO 4 .

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра - образуется жёлтый осадок:

Качественной реакцией на ион РО 4 3− является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

(дигидрофосфат натрия)

(гидрофосфат натрия)

(фосфат натрия)

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) - слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) - щелочную.

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

Фосфатыпри прокаливании не разлагаются, исключение составляет фосфат аммония (NH 4) 3 PO 4 .

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

Применение:

Используется при пайке в качестве флюса (по окисленной меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали), для исследований в области молекулярной биологии. Применяется также для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Образует на обработанной поверхности защитную плёнку, предотвращая дальнейшуюкоррозию. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

В составе гидрожидкостей НГЖ-5У и ее иностранных аналогов.

Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338 . Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

В звероводстве (в частности, при выращивании норок) используют выпойку раствора ортофосфорной кислоты для профилактики повышенного рН желудка и мочекаменной болезни.

Ортофосфорная кислота применяется для протравливания (снятия смазанного слоя) эмали и дентина перед пломбированием зубов. При применении адгезивных материалов 2 и 3 поколения требуется протравливание эмали зуба кислотой, с последующим промыванием и просушиванием. Кроме дополнительных временных затрат на проведение данные этапы несут в себе опасность возникновения различных ошибок и осложнений.

При нанесении ортофосфорной кислоты сложно проконтролировать степень и глубину деминерализации дентина и эмали. Это приводит к тому, что нанесенный адгезив не полностью (по всей глубине) заполняет открытые дентинные канальцы, а это в свою очередь не обеспечивает образование полноценного гибридного слоя.

Кроме того, не всегда удается полностью удалить ортофосфорную кислоту после её нанесения на дентин. Это зависит от того, каким способом сгущена фосфорная кислота. Остатки ортофосфорной кислоты ухудшают прочность бондинга, а также приводят к образованию так называемой «кислотной мины».

С появлением адгезивных материалов 4 и 5 поколения стали использовать технику тотального протравливания (дентин - эмаль). В адгезивных системах 6 и 7 поколения отдельный этап протравливания кислотой отсутвует. Так адгезивы являются самопротравливающимися. Хотя некоторые производители все же рекомендуют для усиления адгезии кратковременно протравливать эмаль и при использовании самопротравливащих адгезивов.

H 4 P 2 O 7

Дифосфорная кислота - неорганическое соединение, четырёхосновная кислородсодержащая кислота с формулой H 4 P 2 O 7 , бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Получение:

Растворение оксида фосфорав воде:

Нагревание ортофосфорной кислоты:

Реакция ортофосфорной кислоты с оксидом фосфора:

Физические свойства:

Дифосфорная кислота - белое аморфное или кристаллическое вещество, очень гигроскопично. Существует в двух кристаллических модификациях с температурами плавления 54,3 и 71,5°С, смесь плавится при 61°С.

Хорошо растворяется в воде, этаноле, эфире.

Является четырёхосновной кислотой с константами диссоциации p K 1 = 1, p K 2 = 2, p K 3 = 6,6, p K 4 = 9,6.

Образует кристаллогидраты вида H 4 P 2 O 7 n H 2 O, где n = 1, 5 и 6

Химические свойства:

При нагревании в вакууме разлагается:

При кипячении водных растворов переходит в ортофосфорную кислоту:

Реагирует с щелочами с образованием нормальных или кислых солей:

Вступает в обменные реакции.

Cтраница 1

Соединения фосфора активно участвуют в обмене веществ растения. Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот, нуклеопро теидов, фосфолипидов, ферментов. Фосфаты играют роль химических буферов, поддерживающих реакцию клеточного сока на определенном уровне. Функции фосфора и азота в растении, очевидно, взаимосвязаны, вследствие этого симптомы недостаточности этих двух элементов питания могут быть сходными. Фосфор участвует в азотном обмене и играет важную роль в таких про цессах, как прорастание семян, образование проростков, рост корней, созревание семян и плодов.  

Соединения фосфора часто встречаются в виде примесей в железных рудах. В виде тонкоизмельченного порошка этот продукт используется как богатое фосфором удобрение.  

Соединения фосфора с водородом - НзР - фосфид водорода и Н4Рг - перфосфид водорода - традиционно рассматриваются в учебной литературе как гидриды.  

Соединения фосфора встречаются в природных водах в виде суспендированных частиц минерального и органического происхождения, в виде ионов ортофосфорной кислоты или сложного органического комплекса. В природных водах соединения фосфора присутствуют в малых количествах, но оказывают существенное влияние на водную растительность. Концентрация соединений фосфора в питьевой воде не регламентирована.  

Соединения фосфора менее подвижны, чем азотные, но и они интенсивно поступают в поверхностные и грунтовые воды, в реки и моря. Избыточные дозы фосфорных удобрений, эрозионный смыв почвы, стоки в районах интенсивного животноводства - все эти источники дают 60 - 70 % фосфора, поступающего в воды. Между тем минеральные ресурсы фосфора на Земле очень ограничены, и бесхозяйственное отношение к его запасам может привести к фосфорному голоду на планете. Поэтому вопрос экологически правильного применения фосфорных удобрений и повторного использования в сельском хозяйстве фосфорсодержащих промышленных отходов весьма актуален.  

Соединения фосфора из сточных вод извлекаются с помощью коагуляции. Соединения азота удаляются методами отдув-ки, ионного обмена, электролиза, химическим или биологическим способом.  

Соединения фосфора катализируют процессы кислотно-основного типа: реакции изомеризации, полимеризации, присоединения, замещения и разложения. Катализаторами служат главным образом пятиокись фосфора, фосфорные кислоты и их производные. Применение таких соединений, как производных фосфина, сульфидов, галогенидов и оксигалогенидов фосфора, ограничивается небольшим кругом реакций, протекающих в жидкой фазе при температурах, е основном не превышающих 100 С.  

Соединения фосфора хотя и не являются единственными катализаторами подобных превращений (используются также серная кислота, катализаторы Фриделя-Крафтса, активированные глины и синтетические алюмосиликаты), все же употребляются наиболее широко. В присутствии нанесенных катализаторов процессы проводятся главным образом в паровой фазе, чаще всего в интервале температур 150 - 200 С, под давлением. Фосфорная кислота, пропитывающая кизельгур или активированный уголь, а также нанесенная на твердый носитель в виде жидкой пленки, и пирофосфат меди применяются в промышленных установках по получению жидких полимеров.  

Соединения фосфора, например креатинфосфат, по-видимому, имеют значение для процессов сокращения мышц и углеводного обмена. Фосфаты играют также важную роль в регулировании рН крови. Небольшие количества фосфора часто определяют в сыворотке крови, в тканях и других биологических объектах.  

Соединения фосфора играют важную роль в жизни животных и растений. Они входят в состав некоторых белковых веществ, в частности нервной и мозговой ткани, ферментов, витаминов.  

Соединения фосфора (которые могут иметь состояния окисления - 3, 3 и 5) по своим химическим свойствам больше напоминают соединения мышьяка, чем азота. В комплексах пятивалентного тетракоординированного фосфора; типиганым донором является атом кислорода. У) имеет координационное число шесть. Косвенное хелонометрическое определе -, ние фосфора включает осаждение обычным способом мапнийам-монийфосфата и титрование магния IBO вновь растворенном осадке.  

Соединения фосфора (III) энергично взаимодействуют с галогенами с образованием аддуктов, имеющих в кристаллическом состоянии ионную структуру.  

Соединения фосфора, например, реагируя с железом, дают сплав, имеющий значительно более низкую температуру плавления, чем железо: эвтектика, содержащая 10 2 % фосфора, плавится при температуре, которая на 515 ниже температуры плавления железа. Подобным же образом действуют мышьяк и некоторые другие элементы. На хорошо полированных поверхностях масляный клин должен образоваться легче и при меньших скоростях относительного перемещения, чем на поверхностях, имеющих многочисленные микровыступы. Расклинивающее действие разделяет поверхности и предотвращает износ.  

Соединения фосфора влияют, главным образом, на реакции, протекающие в твердой фазе. При термической деструкции фосфорсодержащие антипирены превращаются в (поли) фосфорную кислоту, которая в конденсированной фазе катализирует процессы дегидратации пиролизирующегося полимерного субстрата и приводит к его карбонизации. Однако некоторые соединения фосфора могут, подобно галогенам, действовать в газовой фазе по механизму радикального захвата.  

Соединения фосфора играют значительную роль в жизни растений и животных. Они являются составной частью всякого живого организма. Животные усваивают соединения фосфора из животной и растительной пищи, а растения извлекают фосфор из солей фосфорной кислоты, содержа - щихся в почве. Вследствие этого почва постепенно истощается и не может доставлять растениям необходимую им пищу. Возникает необходимость удобрять почву фосфорными соединениями.  

Фосфор и его соединения

Введение

Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1. Фосфор в природе

1.2. Физические свойства

1.3. Химические свойства

1.4. Получение

1.5. Применение

Глава II. Соединения фосфора

2.1. Оксиды

2.2. Кислоты и их соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорные удобрения

Заключение

Библиографический список

Введение

Фосфор (лат. Phosphorus) P - химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:

1s 22s 22p 63s 23p 33d 0

В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.

Название «фосфор» происходит от греч. «phos» - свет и «phoros» - несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.

К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).

Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.

Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1 Фосфор в природе Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca3(PO4)2 * CaF2. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.Фосфор - необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ - аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ - собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.

Фосфор содержится также в растениях.

Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.1.2 Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.

Белый фосфор - бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см3. Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра.Каждый атом фосфора связан тремя?-связями с другими тремя атомами.

Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.

Красный фосфор - порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см3. Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см3.Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.1.3 Химические свойства Фосфор - неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже - +3 и -3 (только в фосфидах).Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.I. Взаимодействие с простыми веществами.1. Взаимодействие с галогенами:2P + 3Cl2 = 2PCl3 (хлорид фосфора (III)),PCl3 + Cl2 = PCl5 (хлорид фосфора (V)).2. Взаимодействие с нематаллами:2P + 3S = P2S3 (сульфид фосфора (III).3. Взаимодействие с металлами:2P + 3Ca = Ca3P2 (фосфид кальция).4. Взаимодействие с кислородом:4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).II. Взаимодействие со сложными веществами.3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.1.4 Получение

Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 6CaSiO3 + P4^ + 10CO^.Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).1.5 Применение Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO3. От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.KClO3 KCl + .

Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.

Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.

Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

Глава II . Соединения фосфора

2.1 Оксиды

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P4O10 и оксид фосфора (III) P4O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде - P2O5 и P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P4O6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

а при реакции со щелочами - соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10.

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P4O10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4.

При взаимодействии Р4О10 с водой образуется фосфорная кислота:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Будучи кислотным оксидом, Р4О10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

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

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С.

Структурная формула:

При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):

4H3PO3 = PH3^ + 3H3PO4.

Соли фосфористой кислоты - фосфиты . Например, K3PO3 (фосфит калия) или Mg3(PO3)2 (фосфит магния).

Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl^.

б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H3PO4.

Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.

В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

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

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4v.

Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.

Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.

1. H3PO4 H+ + (дигидрофосфат-ион);

2. H+ + (гидрофосфат-ион);

3. H+ + (фосфат-ион).

Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:

Фосфорная кислота образует три ряда солей:

а) K3PO4, Ca3(PO4)2 - трёхзамещённые, или фосфаты;

б) K2HPO4, CaHPO4 - двухзамещённые, или гидрофосфаты;

в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 - однозамещённые, или дигидрофосфаты.

Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые - слабощелочную, трехзамещённые - щелочную.

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.

При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду - растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.

в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4P2O6.

H4P2O6 - четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н3РО4 и Н3РО3.

Образуется при медленном окислении Н3РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.

г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H3PO2. Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:

Гипофосфиты - соли фосфорноватистой кислоты - обычно хорошо растворимы в воде.

Гипофосфиты и Н3РО2 - энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла:

2Ni2+ + + 2H2O > Ni0 + + 6H+.

Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4v.

Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.

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

2.3 Фосфин

Фосфин PH3 - соединение фосфора с водородом - бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р2Н4, он самовоспламеняется на воздухе.

При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:

PH3 + HCl = PH4Cl (хлорид фосфония).

Строение катиона фосфония [РН4]+ аналогично строению катиона аммония +.

Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.

Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:

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

И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли - фосфиды . Например, Ca3P2 (фосфид кальция), Mg3P2 (фосфид магния).

Глава III Фосфорные удобрения

Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе превращения - совершается круговорот фосфора в природе. Растения извлекают из почвы фосфаты и превращают их в сложные фосфорсодержащие органические вещества. Эти вещества с растительной пищей попадают в организм животных - происходит образование белковых веществ нервной и мышечной тканей, фосфатов кальция в костях и пр. После отмирания животных и растений фосфорсодержащие соединения разлагаются под действием микроорганизмов. В итоге образуются фосфаты. Таким образом, завершается круговорот, выражаемый схемой:

Р (живых организмов) Р (почвы).

Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения.

Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов.

Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения - задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (V) Р2О5.

Основная составная часть фосфорных удобрений - дигидро- или гидрофосфаты кальция. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. К наиболее распространённым фосфорным удобрениям относятся:

1. Фосфоритная мука - мелкий белый порошок. Содержит 18-26% Р2О5.

Получается при измельчении фосфоритов Са3(РО4)2.

Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты.

2. Простой суперфосфат - серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р2О5.

Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой:

Са3(РО4)2 + 2Н2SО4 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSО4.

суперфосфат

В этом случае получается смесь солей Са(Н2РО4)2 и СаSО4, которая хорошо усваивается растениями на любой почве.

3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом).

Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2.

По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р2О5).

4. Преципитат - содержит 35-40% Р2О5.

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Н3РО4 + Са(ОН)2 = СаНРО4 * 2Н2О.

Применяется на кислых почвах.

5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са3(РО4)2.

6. Аммофос - сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р2О5) в виде NН4Н2РО4 и (NН4)2НРО4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

Заключение

И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».

Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

Библиографический список:

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 2-е изд. - М.: Просвещение, 1999. - 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 224 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 128 с.

4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. - М.: Просвещение, 1989. - 176 с.: ил.

5. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. - М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. - 478 с.

6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. - М.: Просвещение, 1986. - 273 с.

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 30

10-й класс (первый год обучения)

Фосфор и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения

7. Важнейшие соединения фосфора.

Фосфор находится в главной подгруппе V группы периодической системы Д.И.Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 , это р -элемент. Характерные степени окисления фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее устойчивой является степень окисления +5. В соединениях фосфор может входить как в состав катионов, так и в состав анионов, например:

Фосфор получил свое название благодаря свойству белого фосфора светиться в темноте. Греческое слово переводится как «несущий свет». Этим названием фосфор обязан своему первооткрывателю – алхимику Бранду, который, завороженный свечением белого фосфора, пришел к выводу, что получил философский камень.

Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми из которых являются белый, красный и черный фосфор.

Молекула белого фосфора (наиболее активного аллотропа) имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные молекулы Р 4 тетраэдрического строения.

Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится зеленоватым цветом), возможно самовоспламенение мелкодисперсного белого фосфора. В воде нерастворим (хранят под слоем воды), но хорошо растворяется в органических растворителях. Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м 3). Обладает очень высокой химической активностью. При нагревании без доступа воздуха до 250–300 °С превращается в красный фосфор.

Красный фосфор – это неорганический полимер; макромолекулы Р n могут иметь как циклическое, так и ациклическое строение. По свойствам резко отличается от белого фосфора: не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, не обладает высокой химической активностью. При комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор; при нагревании до 200 °С под давлением превращается в черный фосфор.

Черный фосфор по виду похож на графит. По структуре – это неорганический полимер, молекулы которого имеют слоистую структуру. Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность значительно ниже, чем у белого фосфора. На воздухе устойчив. При нагревании переходит в красный фосфор.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор (но на практике предпочитают работать с красным фосфором). Он может проявлять в реакциях свойства как окислителя, так и восстановителя, например:

4Р + 3О 2 2Р 2 О 3 ,

4Р + 5О 2 2Р 2 О 5 .

Металлы (+/–)* :

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P реакция не идет.

Неметаллы (+):

2Р + 3I 2PI 3 ,

6P + 5N 2 2P 2 N 5 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Щелочи (+):

Кислоты (не окислители) (–).

Кислоты-окислители (+):

3P (кр.) + 5HNO 3 (разб.) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

P (кр.) + 5HNO 3 (конц.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Соли (–)** .

В п р и р о д е фосфор встречается в виде соединений (солей), важнейшими из которых являются фосфорит (Ca 3 (PO 4) 2), хлорапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) и фторапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2). Фосфат кальция содержится в костях всех позвоночных животных, обусловливая их прочность.

Фосфор п о л у ч а ю т в электропечах, сплавляя без доступа воздуха фосфат кальция, песок и уголь:

Сa 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 2P + 5CO + 3CaSiO 3 .

К важнейшим соединениям фосфора относятся: фосфин, оксид фосфора(III), оксид фосфора(V), фосфорные кислоты.

Ф о с ф и н

Это водородное соединение фосфора, бесцветный газ с чесночно-рыбным запахом, очень ядовит. Плохо растворим в воде, но хорошо растворим в органических растворителях. Гораздо менее устойчив, чем аммиак, но является более сильным восстановителем. Практического значения не имеет.

Для п о л у ч е н и я фосфина обычно не используют реакцию прямого синтеза из простых веществ; наиболее распространенный способ получения фосфина – гидролиз фосфидов:

Сa 3 P 2 + 6HOH = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 .

Кроме того, фосфин можно получить реакцией диспропорционирования между фосфором и растворами щелочей:

4P + 3KOH + 3H 2 O PH 3 + KPO 2 H 2 ,

или из солей фосфония:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH 4 I + NaOH PH 3 + NaI + H 2 O.

Химические свойства фосфина целесообразно рассматривать с двух сторон.

Кислотно-основные свойства. Фосфин образует с водой неустойчивый гидрат, проявляющий очень слабые основные свойства:

PH 3 + H 2 O PH 3 H 2 O (PH 4 OH),

PH 3 + HCl PH 4 Cl,

2PH 3 + H 2 SO 4 (PН 4) 2 SO 4 .

Окислительно-восстановительные свойства . Фосфин – сильный восстановитель:

2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O,

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 8Ag + 8HNO 3 .

О к с и д ф о с ф о р а(III)

Оксид Р 2 О 3 (истинная формула – Р 4 О 6) – белое кристаллическое вещество, типичный кислотный оксид. При взаимодействии с водой на холоде образует фосфористую кислоту (средней силы):

P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3

Поскольку фосфористая кислота является двухосновной, при взаимодействии триоксида фосфора со щелочами образуется два типа солей – гидрофосфиты и дигидрофосфиты.

Например:

P 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + H 2 O,

P 2 O 3 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 3 .

Диоксид фосфора Р 2 О 3 окисляется кислородом воздуха до пентаоксида:

P 2 O 3 + O 2 P 2 O 5 .

Триоксид фосфора и фосфористая кислота являются достаточно сильными восстановителями. Получают оксид фосфора(III) медленным окислением фосфора в недостатке кислорода:

4P + 3O 2 2P 2 O 3 .

О к с и д ф о с ф о р а(V) и ф о с ф о р н ы е к и с л о т ы

Пентаоксид фосфора Р 2 О 5 (истинная формула – Р 4 О 10) – белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В твердом и газообразном состояниях молекула существует в виде димера, при высоких температурах мономеризуется. Типичный кислотный оксид. Очень хорошо растворяется в воде, образуя ряд фосфорных кислот:

метафосфорную :

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

пирофосфорную (дифосфорную) :

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

ортофосфорную (фосфорную) :

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Пентаоксид фосфора проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 ,

P 2 O 5 + 3CaO 2Ca 3 (PO 4) 2 ;

может образовывать три типа солей:

Окислительные свойства для него не характерны, т.к. степень окисления +5 является для фосфора очень устойчивой. Получают пентаоксид фосфора при горении фосфора в достаточном количестве кислорода:

4P + 5O 2 2P 2 O 5 .

Ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 – бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде, гигроскопична. Это трехосновная кислота средней силы; не обладает выраженными окислительными свойствами. Проявляет все химические свойства, характерные для кислот, образует три типа солей (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты):

2H 3 PO 4 + 3Ca = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 ,

2H 3 PO 4 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O,

2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 = 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

В промышленности фосфорную кислоту п о л у ч а ю т экстракционным:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ,

а также термическим методом:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 3СaSiO 3 + 2P + 5CO,

4P + 5O 2 2P 2 O 5 ,

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .

К лабораторным методам получения ортофосфорной кислоты относят действие разбавленной азотной кислоты на фосфор:

3Р (кр.) + 5HNO 3 (разб.) + 2Н 2 О = 3H 3 PO 4 + 5NO,

взаимодействие метафосфорной кислоты с водой при нагревании:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

В организме человека ортофосфорная кислота образуется при гидролизе аденозинотрифосфорной кислоты (АТФ):

АТФ АДФ + H 3 PO 4 .

Качественной реакцией на фосфат-ион является реакция с катионом серебра; образуется осадок желтого цвета, не растворимый в слабокислых средах:

3Ag + + = Ag 3 PO 4 ,

3AgNO 3 + K 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 + 3KNO 3 .

Кроме вышеперечисленных фосфорных кислот (содержащих фосфор в степени окисления +5), для фосфора известно много других кислородсодержащих кислот. Приведем некоторые из важнейших представителей.

Фосфорноватистая (НРО 2 Н 2) – одноосновная кислота средней силы. Второе ее название – фосфиновая:

Соли этой кислоты называют гипофосфитами, или фосфитами, например KРО 2 Н 2 .

Фосфористая (Н 3 РО 3) – двухосновная кислота средней силы, немного слабее фосфорноватистой. Также имеет второе название – фосфоновая:

Ее соли называются фосфиты, или фосфонаты, например K 2 РО 3 Н.

Дифосфорная (пирофосфорная) (Н 4 Р 2 О 7) – четырехосновная кислота средней силы, чуть сильнее ортофосфорной:

Соли – дифосфаты, например K 4 P 2 O 7 .

Тест по теме «Фосфор и его соединения»

1. Исключите «лишний» элемент из перечисленных по принципу возможности образования аллотропных модификаций:

а) кислород; б) азот;

в) фосфор; г) сера.

2. При взаимодействии 42,6 г фосфорного ангидрида и 400 г 15%-го раствора гидроксида натрия образуется:

а) фосфат натрия;

б) гидрофосфат натрия;

в) смесь фосфата и гидрофосфата натрия;

г) смесь гидро- и дигидрофосфата натрия.

3. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации фосфата калия равна:

а) 5; б) 3; в) 4; г) 8.

4. Число электронов на внешнем уровне атома фосфора:

а) 2; б) 3; в) 5; г) 15.

5. Фосфор, полученный из 33 г технического фосфата кальция, сожгли в кислороде. Образовавшийся оксид фосфора(V) прореагировал с 200 мл 10%-го раствора гидроксида натрия (плотность – 1,2 г/мл) с образованием средней соли. Масса примесей в техническом образце фосфата кальция (в г) составляет:

а) 3,5; б) 1,5; в) 2; г) 4,8.

6. Число -связей в молекуле пирофосфорной кислоты:

а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.

7. Число атомов водорода, содержащихся в 4,48 л (н.у.) фосфина равно:

а) 1,2 10 23 ; б) 0,6 10 23 ;

в) 6,02 10 23 ; г) 3,6 10 23 .

8. При температуре 30 °С некая реакция протекает за 15 с, а при 0 °С – за 2 мин. Коэффициент Вант-Гоффа для данной реакции:

а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.

9. Ортофосфорная кислота может реагировать со следующими веществами:

а) оксид меди(II); б)гидроксид калия;

в) азотная кислота; г) цинк.

10. Сумма коэффициентов в реакции между фосфором и бертолетовой солью равна:

а) 9; б) 6; в) 19; г) такая реакция невозможна.

Ключ к тесту

Задачи и упражнения на фосфор и его соединения

Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й:

1. Фосфор -> пентаоксид фосфора -> ортофосфорная кислота -> фосфат кальция ® фосфорная кислота.

2. Фосфат кальция -> фосфор -> фосфид кальция -> фосфин -> пентаоксид фосфора -> фосфорная кислота -> дигидрофосфат кальция.

3. Фосфат кальция -> А -> В -> С -> Д -> Е -> фосфат кальция. Все вещества содержат фосфор, в схеме три ОВР подряд.

4. Фосфор -> пентаоксид фосфора -> фосфат кальция -> фосфор -> фосфин -> фосфорная кислота -> дигидрофосфат кальция.

5. Фосфид кальция (+ р-р соляной кислоты) -> А (+ кислород) -> В (+ гидроксид натрия, недостаток) -> С (+ гидроксид натрия, избыток) -> Д (+ гидроксид кальция) -> Е.

У р о в е н ь А

1. При полном сгорании 6,8 г вещества получили 14,2 г пентаоксида фосфора и 5,4 г воды. К полученным продуктам реакции добавили 37 мл 32%-го раствора едкого натра (плотность 1,35 г/мл). Установите формулу исходного вещества и определите концентрацию полученного раствора.

Решение

Уравнение реакции:

(P 2 O 5) = 0,1 моль, (H 2 O) = 0,3 моль.

(P) = 0,2 моль, (H) = 0,6 моль.

m (P) = 6,2 г, m (H) = 0,6 г.

m = 6,8 г.

(P) : (Н) = 0,2: 0,6 = 1: 3.

Следовательно, формула исходного вещества – PH 3 , а уравнение реакции:

тогда фосфорной кислоты образуется:

(H 3 PO 4) = 2(P 2 O 5) = 0,2 моль.

Со щелочью фосфорная кислота может реагировать следующим образом:

Определим по условию задачи количество вещества NaOH:

(Н 3 PO 4) : (NaOН) = 0,2: 0,4 = 1: 2,

следовательно, идет реакция 2.

(Na 2 HPO 4) = (Н 3 PO 4) = 0,2 моль;

m (Na 2 HPO 4) = M (Na 2 HPO 4) (Na 2 HPO 4) = 142 0,2 = 28,4 г;

m (р-ра) = m (Р 2 О 5) + m (Н 2 О) + m (р-ра NaOH) =14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 г.

(Na 2 HPO 4) = m (Na 2 HPO 4)/m (р-ра) = 28,4/69,55 = 0,4083, или 40,83 %.

Ответ. PH 3 ; (Na 2 HPO 4) = 40,83 %.

2. При полном электролизе 1 кг раствора сульфата железа(II) на катоде выделилось 56 г металла. Какая масса фосфора может вступить в реакцию с веществом, выделившимся на аноде, и каков будет состав соли, если полученный продукт реакции растворить в 87,24 мл 28%-го раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1,31 г/мл)?

Ответ. 12,4 г фосфора; гидрофосфат натрия.

3. 20 г смеси, состоящей из сульфата бария, фосфата кальция, карбоната кальция и фосфата натрия, растворили в воде. Масса нерастворившейся части составила 18 г. При действии на нее соляной кислоты выделилось 2,24 л газа (н.у.) и масса нерастворимого остатка составила 3 г. Определите состав исходной смеси солей по массе.

Ответ. Na 3 PO 4 – 2 г; BaCO 3 – 3 г; CaCO 3 – 10 г; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 г.

4. Сколько кг фосфора может быть получено из 1 т фосфорита, содержащего 40 % примесей? Какой объем при н.у. займет фосфин, полученный из этого фосфора?

Ответ. 120 кг P; 86,7 м 3 PH 3 .

5. 40 г минерала, содержащего 77,5 % фосфата кальция, смешали с избытком песка и угля и нагрели без доступа воздуха в электрической печи. Полученное простое вещество растворили в 140 г 90%-й азотной кислоты. Определите массу гидроксида натрия, который потребуется для полной нейтрализации продукта окисления простого вещества.

Ответ. 24 г NaOH.

У р о в е н ь Б

1. Для полной нейтрализации раствора, полученного при гидролизе 1,23 г некоторого галогенида фосфора, потребовалось 35 мл 2М раствора гидроксида калия. Определите формулу галогенида.

Ответ. Трифторид фосфора.

2. Пробу безводного этанола, содержащего в качестве примеси 0,5 % оксида фосфора(V), сожгли в достаточном количестве кислорода. Образовавшиеся газы отделили, а полученный раствор нагрели до прекращения выделения газа, после чего к нему добавили равный по массе 0,5%-й раствор гидроксида калия. Определите массовые доли веществ в полученном растворе.

Ответ. K 2 HPO 4 – 0,261 %; KH 2 PO 4 – 0,204 %.

3. К 2 г смеси гидрофосфата и дигидрофосфата калия, в которой массовая доля фосфора равна 20 %, добавили 20 г 2%-го раствора фосфорной кислоты. Вычислите массовые доли веществ в полученном растворе.

Ответ. KH 2 PO 4 – 9,03 %; K 2 HPO 4 (ост.) – 1,87 %.

4. При обработке водой смеси гидрида и фосфида щелочного металла с равными массовыми долями образовалась газовая смесь с плотностью по азоту 0,2926. Установите, какой металл входил в состав соединений.

Ответ. Натрий.

5. 50 г смеси фосфата кальция и карбонатов кальция и аммония прокалили, в результате получили 25,2 г твердого остатка, к которому добавили воду, а затем пропустили избыток углекислого газа. Масса нерастворившегося остатка составила 14 г. Определите массу карбоната аммония в исходной смеси.

Решение

При прокаливании смеси идут следующие процессы:

1) Ca 3 (PO 4) 2 ;

2)

3) (NH 4) 2 CO 3 2NH 3 + СO 2 + H 2 O.

В твердом остатке – Са 3 (PO 4) 2 и CaO.

После добавления воды:

4) Ca 3 (PO 4) 2 + H 2 O;

5) СаО + H 2 O = Ca(OH) 2 .

После пропускания углекислого газа:

6) Са(ОН) 2 + H 2 O + CO 2 = Ca(HСО 3) 2 .

Нерастворившийся остаток – Ca 3 (PO 4) 2 , следовательно, m (Ca 3 (PO 4) 2) = 14 г.

Находим массу CaO:

m (CaO) = 25,2 – 14 = 11,2 г.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 моль,

(CaCO 3) = (CaO) = 0,2 моль,

m (CaCO 3) = 0,2 100 = 20 г.

m (NH 4) 2 CO 3 = m (смеси) – m (Ca 3 (PO 4) 2) – m (CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 г.

Ответ . m (NH 4) 2 CO 3 = 16 г.

К а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и

1. Твердое, белое, хорошо растворимое в воде соединение А представляет собой кислоту. При добавлении к водному раствору А оксида В образуется белое нерастворимое в воде соединение С. В результате прокаливания при высокой температуре вещества С в присутствии песка и угля образуется простое вещество, входящее в состав А. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – H 2 PO 4 , В – CaO, C – Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Смесь двух твердых веществ красного цвета (А) и белого цвета (В) воспламеняется при слабом трении. В результате реакции образуются два твердых вещества белого цвета, одно из которых (С) растворяется в воде с образованием кислого раствора. Если к веществу С добавить оксид кальция, образуется белое нерастворимое в воде соединение. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – P (кр.), В – KClO 3 , C – P 2 O 5 .

3. Нерастворимое в воде соединение А белого цвета в результате прокаливания при высокой температуре с углем и песком в отсутствии кислорода образует простое вещество В, существующее в нескольких аллотропных модификациях. При сгорании вещества В образуется соединение С, растворяющееся в воде с образованием кислоты Е, способной образовывать три типа солей. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – Ca 3 (PO 4) 2 , В – P, C – P 2 O 5 , Е – H 3 PO 4 .

Фосфор и его соединения

Введение

Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1. Фосфор в природе

1.2. Физические свойства

1.3. Химические свойства

1.4. Получение

1.5. Применение

Глава II. Соединения фосфора

2.1. Оксиды

2.2. Кислоты и их соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорные удобрения

Заключение

Библиографический список

Введение

Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:

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

В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.

Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.

К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).

Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.

Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1 Фосфор в природе

Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.

Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.

Фосфор содержится также в растениях.

Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.

1.2 Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.

Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.

Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.

Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.

Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.

Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.

Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .

Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.

1.3 Химические свойства

Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. Взаимодействие с галогенами:

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

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

2. Взаимодействие с нематаллами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).

3. Взаимодействие с металлами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).

4. Взаимодействие с кислородом:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1.4 Получение

Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.

При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).

1.5 Применение

Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.

Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.

Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.

Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

Глава II . Соединения фосфора

2.1 Оксиды

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P 4 O 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

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

а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P 4 O 10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .

При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:

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

Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H 3 PO 3 . Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.

Структурная формула:

При нагревании безводной Н 3 РО 3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):

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

Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K 3 PO 3 (фосфит калия) или Mg 3 (PO 3) 2 (фосфит магния).

Фосфористую кислоту Н 3 РО 3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H 3 PO 4 .

Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.

В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓.

Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р 4 О 10 и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.

Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.

1. H 3 PO 4 H + + (дигидрофосфат-ион);

2. H + + (гидрофосфат-ион);

3. H + + (фосфат-ион).

Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:

H 3 PO 4 3H + + .

Фосфорная кислота образует три ряда солей:

а) K 3 PO 4 , Ca 3 (PO 4) 2 – трёхзамещённые, или фосфаты;

б) K 2 HPO 4 , CaHPO 4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты;

в) KH 2 PO 4 , Ca(H 2 PO 4) 2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты.

Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную.

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.

При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:

2H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O.

Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.

в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H 4 P 2 O 6 .

.

H 4 P 2 O 6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н 3 РО 4 и Н 3 РО 3 .

Образуется при медленном окислении Н 3 РО 3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.

г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H 3 PO 2 . Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:

.

Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде.

Гипофосфиты и Н 3 РО 2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла:

2Ni 2+ + + 2H 2 O → Ni 0 + + 6H + .

Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:

Ba(H 2 PO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2H 3 PO 2 + BaSO 4 ↓.

Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.

2P 4 (белый) + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2 .

2.3 Фосфин

Фосфин PH 3 – соединение фосфора с водородом – бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р 2 Н 4 , он самовоспламеняется на воздухе.

При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl (хлорид фосфония).

Строение катиона фосфония [РН 4 ] + аналогично строению катиона аммония + .

Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.

Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 .

И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды . Например, Ca 3 P 2 (фосфид кальция), Mg 3 P 2 (фосфид магния).

Глава III Фосфорные удобрения

Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе превращения – совершается круговорот фосфора в природе. Растения извлекают из почвы фосфаты и превращают их в сложные фосфорсодержащие органические вещества. Эти вещества с растительной пищей попадают в организм животных – происходит образование белковых веществ нервной и мышечной тканей, фосфатов кальция в костях и пр. После отмирания животных и растений фосфорсодержащие соединения разлагаются под действием микроорганизмов. В итоге образуются фосфаты. Таким образом, завершается круговорот, выражаемый схемой:

Р (живых организмов) Р (почвы).

Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения.

Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов.

Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения – задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (V) Р 2 О 5 .

Основная составная часть фосфорных удобрений – дигидро- или гидрофосфаты кальция. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. К наиболее распространённым фосфорным удобрениям относятся:

1. Фосфоритная мука – мелкий белый порошок. Содержит 18-26% Р 2 О 5 .

Получается при измельчении фосфоритов Са 3 (РО 4) 2 .

Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты.

2. Простой суперфосфат – серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р 2 О 5 .

Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой:

Са 3 (РО 4) 2 + 2Н 2 SО 4 = Са(Н 2 РО 4) 2 + 2СаSО 4 .

суперфосфат

В этом случае получается смесь солей Са(Н 2 РО 4) 2 и СаSО 4 , которая хорошо усваивается растениями на любой почве.

3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом).

Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 РО 4 = ЗСа(Н 2 РО 4) 2 .

По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО 4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р 2 О 5).

4. Преципитат – содержит 35-40% Р 2 О 5 .

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Н 3 РО 4 + Са(ОН) 2 = СаНРО 4 2Н 2 О.

Применяется на кислых почвах.

5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са 3 (РО 4) 2 .

6. Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р 2 О 5) в виде NН 4 Н 2 РО 4 и (NН 4) 2 НРО 4 . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

Заключение

И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ – аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты – ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».

Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

Библиографический список:

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.

4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение, 1989. – 176 с.: ил.

5. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. – М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. – 478 с.

6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.

Еще из раздела Химия:

• Дипломная работа: Проблемі модифікації мікро- та нанодисперсних систем
• Дипломная работа: Альтернативная водородная энергетика как элемент школьного раздела химии: "Физико-химические свойства водорода"