Фосфор и его соединения 2 скачать бесплатно на Диплом IQ

–PAGE_BREAK–Природные соединения и получение фосфора
По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В

отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в

природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора — апатит Са

5Х(РО4)3 (Х — фтор, реже хлор и гидрооксильная

группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)

2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в

районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в

Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в

состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах

растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно

богаты фосфором мозговые клетки.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит

углем в присутствии кремнезема:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C®3CaSiO3+5CO+P2.

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2

, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

Химические свойства
Электронная конфигурация атома фосфора

1S22S22P63S23P33d0

Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных

электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном,

невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3.

Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d-орбиталей,

поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут

разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти

неспаренных элементов.

Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5.

В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5, реже +3, -3.

1. Реакции с кислородом:

4P0+ 5O2 2P2+5O5

(при недостатке кислорода: 4P0+ 3O22P2+3O3)

2. С галогенами и серой:

2P0+ 3Cl2 ® 2P+3Cl3

P0+ 5S P2+5S5

(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl

PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

3. С азотной кислотой:

3P0+ 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O

4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления

— 3:

2P0+ 3Mg ® Mg3P2-3

(фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3 (фосфин))

3Li + P ® Li3P-3

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3 + 3NaH2PO2

В реакциях (1,2,3) — фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4)

— как окислитель; реакция (5) — пример реакции

диспропорционирования.

Фосфор может быть как восстановителем, так и окислителем.

Аллотропные изменения
В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений.

Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь,

образовывать кристаллические решетки различного типа.

Таблица 1

Физические свойства фосфора

Аллотропная модификация

Плотность,

г/см3

tпл,

Tкип,

Внешний вид и характерные признаки

Белый

1,73

44,1

280,5

Белый кристаллический порошок, ядовит, самовозгорается на воздухе. При 280—300°С переходит в красный

Красный

2,3

590

Возгоняется около 400°С

Красный кристаллический или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и 12 × 108 Па переходит в черный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании

Черный

2,7

При нагревании переходит в красный фосфор

Графитоподобная структура. При нормальных условиях — полупроводник, под давлением проводит электрический ток как металл

Белая модификация фосфора

, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую

решетку, в узлах которой дислоцированы молекулы Р4 (рис.1). Из-за

слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и

растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый

фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с

кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе

сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под

водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен.

Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой

ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения

полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и

пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания

дымообразующих веществ и зажигательных смесей.

Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется

соблюдение особых мер предосторожности, т.к. белый фосфор – сильный яд.

Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию

костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь,

белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый

фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью

углерода, раствором CuSO4 или песком. Обоженную кожу следует промыть

раствором KmnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении

фосфором является 2%-ый раствор CuSO4.

При длительном хранении, а

также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию

(впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится сразу к

нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется

от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного

фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым

фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это

тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис.2).

Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве

полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном

производстве.

Наиболее стабильной

модификацией фосфора является черный фосфор. Его получают аллотропным

превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По

внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура черного фосфора

слоистая, состоящая из гофрированных слоев (рис.3). Черный фосфор – это

наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он,

как и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый фосфор.

продолжение
–PAGE_BREAK–Оксид фосфора (V)

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10 (Рис.4). Часто его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V))
Белые кристаллы, t0пл.= 5700С, t0

кип.= 6000C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько

модификаций. В парах состоит из молекул P4H10, очень

гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение
4P + 5O2 ® 2P2O5

Химические свойства
Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными

оксидами и щелочами

1) P2O5 + H2O ®2HPO3 (метафосфорная кислота)

P2O5 + 2H2O ® H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

2) P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2

В зависимости от избытка щелочи образует средние и кислые соли:

гидрофосфат натрия

дигидрофосфат натрия

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в

лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратирующего

средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные

вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с

образованием ее ангидрида:

Ортофосфорная кислота.

Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорная

кислота Н3РО4 (Рис.5).

Безводная ортофосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы,

при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления

42,350С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых

концентраций.

Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

НО ОН

О ОН

В лаборатории ортофосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной

азотной кислотой:

В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами:

экстракционным и термическим.

1. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных

фосфатов серной кислотой:

Ортофосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

2. 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 ортофосфорная

кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до

80% массовых).

Физические свойства. Ортофосфорная кислота — твердое, бесцветное,

кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл.2:

Таблица 2

Химические свойства ортофосфорной кислоты

Общие с другими кислотами

Специфические

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов.Диссоциация происходит ступенчато:

Легче всего идет диссоциация по первой ступени и труднее всего – по третьей

2. Реагирует с металлами,расположенными в вытеснительном ряду до водорода:

3. Реагирует с основными оксидами:

4. Реагирует с основаниями и аммиаком; если кислота взята в избытке, то образуются кислые соли:

гидрофосфат натрия

дигидрофосфат натрия

5. Реагирует с солями слабых кислот:

1. При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

двуфосфорная

кислота

2. При действии раствора нитрата серебра (I) появляется желтый осадок:

желтый

осадок

3. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений.Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.

При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если

обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав

ее солей (табл.3).

Таблица 3

Химические формулы ортофосфатов, содержащих металлы

одновалентные

двухвалентные

трехвалентные

Ме3РО4

Ортофосфаты

Ме3(РО4)2

Ме3РО4

Ме2НРО4

Гидроортофосфаты

МеНРО4

Ме2(НРО4)3

МеН2РО4

Дигидроортофосфаты

Ме(Н2РО4)2

Ме(Н2РО4)3

Вместо одновалентного металла в состав молекул ортофосфатов может входить группа

аммония: (NH4)3PO4 — ортофосфат аммония;

(NH4)2HPO4—гидроортофосфат аммония; NH4H2PO4 – дигидро-ортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в

качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия — для осаждения из

воды солей кальция.

продолжение
–PAGE_BREAK–

Похожие работы