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

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

2 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

3 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.

4 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.

5 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.

6 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.

7 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

8 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.

9 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.

10 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.

11 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 )

12 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

13 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

14 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

15 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

16 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

17 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.

18 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

19 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

20 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.

21 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

22 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

23 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.

24 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.

25

26 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.

27 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.

28 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

29 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