Презентація на тему: "Фосфор. Сполуки фосфору"

ФОСФОР. СПОЛУКИ ФОСФОРУ

ЗМІСТ Будова атому фосфора Алотропні модификації фосфора Фосфор в природі Хімічні властивості фосфору Способи добування фосфора Фосфін Оксид фосфору (V) Ортофосфатна кислота Соли фосфорной кислоти

Будова атому фосфору Елемент VA групи 1s22s22p63s23p3. Фосфор – неметалічний елемент Ступені окиснення: +5, +3, 0, -3. Оксиди- кислотні Е2О5 и Е2О3 . Летка воднева сполука – фосфін PH3.

Аллотропные модификации фосфора Білий фосфор- молекулярна кристалічна гратка; жовтого кольору із запахом часника складу Р4. Температура спалахування на повітрі 18єС. е Нерозчинний у воді, зате добре розчиняється в сірковуглероді, бензолі, органічних розчинниках. Ядовитий: 0,1 г білого фосфору – смертельна доза для людини.

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. не имеет, воспламеняется при 250 - 300єС. Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450єС. В отличие от белого – не ядовит, запаха

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 Ca3(PO4)2. Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фторапатит 3Ca3(PO4)2· CaF2.

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 240єС. 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 + 3O2(недостат) →2P2O3 (P4O6) 4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

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 + 6Cl2(недостат) → 4PCl3 4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

3. С серой при нагревании. 4P + 6S → 2P2S3 4P + 10S → 2P2S5 4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2 Фосфиды металлов легко гидролизуются водой. Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 ↑+ 3Ca(OH)2

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800єС в присутствии катализатора – порошка меди: 2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2↑ 6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор: t 2P + 5H2SO4(к) → 5SO2↑ + 2H3PO4 + 2H2O 7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор t P + 5HNO3(к) → 5NO2↑ + H3PO4 + H2O 3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO↑ + 3H3PO4

Получение фосфора Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита угля и песка в электропечи. Уравнение легче составить, если представить протекание в две стадии: 1) Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → P2O5 + 3CaSiO3 2) P2O5 + 5C → 2P + 5CO ________________________________________ Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + 3CaSiO3 + 5CO

Фосфин Фосфор в степени окисления -3 образует водородное соединение фосфин PH3, 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: Zn3P2 + 6HCl  2PH3 + 3ZnCl2 Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака: PH3 + HCl  PH4Cl

Соли фосфония в водных растворах неустойчивы: PH4+ + H2O  PH3 + H3O+ Фосфин имеет восстановительные свойства (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе (самовоспламеняется): 2PH3 + 4O2  P2O5 + 3H2O или PH3 + 2O2  H3PO4 Фосфин окисляется очень многими окислителями PH3 + 8HNO3(к) → 8NO2↑ + H3PO4 + 4H2O Фосфид цинка используется в качестве зооцида для борьбы с грызунами.

Оксид фосфора (V) Оксид фосфора(V) P2O5 (или P4O10) образуется при горении фосфора на воздухе. 4Р + 5О2  2Р2О5 Твердое кристаллическое вещество Р2О5 гигроскопично и используется как водоотнимающее средство. 1. При взаимодействии с водой оксид фосфора(V) образует на холодуметафосфорную кислоту НРО3, имеющую полимерное строение: P2O5 + H2O  2HPO3

или при нагревании ортофосфорную кислоту Н3РО4. P2O5 + 3H2O  2H3PO4 2. Как кислотный оксид, вступает в реакции с основными оксидами: P2O5 + 3CaO → Ca3(PO4)2 3. С щелочами: P2O5 +3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 3H2O

Ортофосфорная кислота В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4 Ортофосфорная кислота представляет собой кристаллическое вещество (tпл = 42єС), 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 + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2↑ 2.С основными оксидами: 3CaO + 2H3PO4  Сa3(PO4)2 + 3H2O 3.С основаниями и аммиаком: H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + NH3 → (NH4)2HPO4

4.С солями слабых кислот: 2H3PO4 + 3Na2CO3 → 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2↑ 5.При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: t 2H3PO4 → H4P2O7 + H2O t дифосфорная кислота H4P2O7 → 2HPO3 + H2O метафосфорная кислота

6.При действии раствора нитрата серебра появляется желтый осадок: H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3 желтый осадок Это качественная реакция на фосфорную кислоты и её соли – фосфаты.

Соли фосфорной кислоты 1. Средние соли: фосфаты - (Na3PO4) 2. Кислые соли: гидрофосфаты (Na2HPO4) и дигидрофосфаты (NaH2PO4). Растворимы в воде фосфаты и гидрофосфаты щелочных металлов и аммония. Все дигидрофосфаты растворимы в воде. Фосфорная кислота вытесняется более сильными кислотами из её солей: Сa3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4 конц.