ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Учитель химии МОУ лицея 6 Дробот Светлана Сергеевна

Содержание Строение атома фосфора Аллотропные модификации фосфора Нахождение в природе Химические свойства фосфора Получение фосфора Фосфин Оксид фосфора (V) Оксид фосфора (V) Ортофосфорная кислота Соли фосфорной кислоты Источники информации Загадки

Строение атома фосфора Элемент VA группы имеет электронную формулу 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Фосфор – неметалл. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э 2 О 5 и Э 2 О 3 имеют кислотные свойства. Летучее водородное соединение – фосфин PH 3.

Аллотропные модификации фосфора Белый фосфор обладает молекулярной кристаллической решеткой; это вещество желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р 4.На воздухе воспламеняется при 18ºС. При хранении на свету переходит в красный. В воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора – смертельная доза для человека.

Противоядием при отравлении фосфором служит 2% раствор медного купороса, который следует давать больному через 5 минут по чайной ложке до появления рвоты. Горящий фосфор не только причиняет очень сильные ожоги, но и вызывает отравление тканей, прилежащих к месту ожога, вследствие чего заживление идет крайне медленно. При ожогах фосфором противоядием служит мокрая повязка, пропитанная 5% раствором медного купороса. В связи с тем, что белый фосфор легко окисляется и воспламеняется, его хранят под водой.

Красный фосфор – порошок со слабо выраженной кристаллической структурой и поэтому названный аморфным, темно- красного цвета, имеет атомную решетку, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду), но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде. Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450ºС. В отличие от белого – не ядовит, запаха не имеет, воспламеняется при ºС.

Фиолетовый и черный фосфор также получают из белого при высоких давлении и температуре. Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит электричество и тепло. Следовательно, у фосфора в незначительной степени проявляются металлические свойства

Нахождение в природе Фосфор - составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных - в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг – в костях, 130 г – в мышцах и 13 г в нервной ткани. Содержание фосфора в организме человека составляет приблизительно 1% от массы тела. Суточное потребление фосфора человеком – около 2 г.

В природе фосфор находится в связанном виде. Важнейшие минералы: апатит и фосфорит Ca 3 (PO 4 ) 2. Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фторапатит 3Ca 3 (PO 4 ) 2 · CaF 2.

Химические свойства фосфора В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240ºС. При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства. 1. С кислородом. При горении фосфора образуется белый густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. Фосфор сгорает в кислороде ослепительно ярким пламенем. 4P + 3O 2(недостат) 2P 2 O 3 (P 4 O 6 ) 4P + 5O 2(избыток) 2P 2 O 5 (P 4 O 10 )

2. С галогенами. С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично. Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно получается хлорид фосфора (III). 4P + 6Cl 2(недостат) 4PCl 3 4P + 10Cl 2(избыток) 4PCl 5

3. С серой при нагревании. 4P + 6S 2P 2 S 3 4P + 10S 2P 2 S 5 4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды: 2P + 3Ca Ca 3 P 2 Фосфиды металлов легко гидролизуются водой. Ca 3 P 2 + 6H 2 O 2PH 3+ 3Ca(OH) 2

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800ºС в присутствии катализатора – порошка меди: 2P + 8H 2 O 2H 3 PO 4 + 5H 2 6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор: t 2P + 5H 2 SO 4(к) 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O 7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор t P + 5HNO 3(к) 5NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O 3P + 5HNO 3(разб) + 2H 2 O 5NO + 3H 3 PO 4

Получение фосфора Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита, угля и песка в электропечи. Уравнение легче составить, если представить протекание в две стадии: 1) Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3SiO 2 P 2 O 5 + 3CaSiO 3 2) P 2 O 5 + 5C 2P + 5CO ________________________________________ Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5C + 3SiO 2 2P + 3CaSiO 3 + 5CO

Фосфин Фосфор в степени окисления -3 образует водородное соединение фосфин PH 3, аналогичное аммиаку. Эта степень окисления менее характерна для фосфора, чем для азота. Фосфин – ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинка действием кислот или воды: Zn 3 P 2 + 6HCl 2PH 3 + 3ZnCl 2 Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака: PH 3 + HCl PH 4 Cl

Соли фосфония в водных растворах неустойчивы: PH H 2 O PH 3 + H 3 O + Фосфин имеет восстановительные свойства (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе (самовоспламеняется): 2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O или PH 3 + 2O 2 H 3 PO 4 Фосфин окисляется очень многими окислителями PH 3 + 8HNO 3(к) 8NO 2 + H 3 PO 4 + 4H 2 O Фосфид цинка используется в качестве зооцида для борьбы с грызунами.

Оксид фосфора (V) Оксид фосфора(V) P 2 O 5 (или P 4 O 10 ) образуется при горении фосфора на воздухе. 4Р + 5О 2 2Р 2 О 5 Твердое кристаллическое вещество Р 2 О 5 гигроскопично и используется как водоотнимающее средство. 1. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холоду метафосфорную кислоту НРО 3, имеющую полимерное строение: P 2 O 5 + H 2 O 2HPO 3

или при нагревании ортофосфорную кислоту Н 3 РО 4. P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 2. Как кислотный оксид, вступает в реакции с основными оксидами: P 2 O 5 + 3CaO Ca 3 (PO 4 ) 2 3. С щелочами: P 2 O 5 +3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O

Ортофосфорная кислота В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4 Ортофосфорная кислота представляет собой кристаллическое вещество (tпл = 42ºС), растворимое в воде. Как трехосновная кислота средней силы диссоциирует ступенчато. Она вступает во многие реакции, характерные для кислот.

Химические свойства фосфорной кислоты 1.С металлами, стоящими в ряду напряжения металлов до водорода: 3Mg + 2H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 2.С основными оксидами: 3CaO + 2H 3 PO 4 Сa 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O 3.С основаниями и аммиаком: H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O H 3 PO 4 + 2NaOH Na 2 HPO 4 + 2H 2 O H 3 PO 4 + 3NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O H 3 PO 4 + NH 3 (NH 4 ) 2 HPO 4

4.С солями слабых кислот: 2H 3 PO 4 + 3Na 2 CO 3 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O + 3CO 2 5.При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: t 2H 3 PO 4 H 4 P 2 O 7 + H 2 O t дифосфорная кислота H 4 P 2 O 7 2HPO 3 + H 2 O метафосфорная кислота

6.При действии раствора нитрата серебра появляется желтый осадок: H 3 PO 4 + 3AgNO 3 Ag 3 PO 4 + 3HNO 3 желтый осадок Это качественная реакция на фосфорную кислоты и её соли – фосфаты.

Соли фосфорной кислоты Различают средние соли - фосфаты (Na 3 PO 4 ) и кислые соли - гидрофосфаты (Na 2 HPO 4 ) и дигидрофосфаты (NaH 2 PO 4 ). Растворимы в воде фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Фосфорная кислота вытесняется более сильными кислотами из её солей: Сa 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4 конц.

Источники информации 1. Рябов М.А., Линко Р.В. Общая и неорганическая химия. Конспект лекций. М.: Издательство Российского университета дружбы народов, Пузаков С.А., Попков В.А. Пособие по химии для поступающих в вузы. Учебное пособие. М.: Высшая школа, Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. – М.: ООО «Издательство Новая Волна», 2002.

4. Потапов В.М., Чертков И.Н. Строение и свойства органических веществ. Пособие для учащихся 10 кл. – М.: Просвещение, Оганесян Э.Т. Руководство по химии поступающим в вузы. Справочное пособие. М.: Высшая школа, Иванова Р.Г., Осокина Г.Н. Изучение химии в 9-10 классах. Книга для учителя. – М.: Просвещение, Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. М.: Высшая школа, 2005.

Предупреждаю вас заранее: Я непригоден для дыхания! Но все как будто бы не слышат И постоянно мною дышат. Элементом мысли являюсь я, Плохо растениям без меня, В производстве спичек необходим, В аллотропные формы вхожу один. Загадки

Открыт он в виде массы, похожей так на воск, И в темноте светился, как свет далёких звёзд. Алхимик был в ударе, а как же тут не быть – Камень философский попробуй–ка добыть! Но радость с огорчением рядышком идёт, Здоровья и богатства камень не даёт. Так был ли это камнем светящийся тот воск? Подумайте, ребята, вопрос не так уж прост. Загадка