1 ПРЕЗИНТАЦИЯ ПО ХИМИИ НА ТЕМУ: «ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ» СОЕДИНЕНИЯ» Ученицы 10 «А» класса Мещовской средней школы Мещовской средней школы Симаковой Ирины Учитель информатики: Умнова Т.С. Учитель химии: Титкова Н.В.

2 В 1699 г. гамбургский алхимик Х. 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. ФОСФОР (лат. Phosphorus) Р – химический элемент V группы периодической системы Менделеева: атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Название «фосфор» происходит от греч. «phos» - свет и «phoros» - несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М. В. Ломоносовым.

3 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

Фосфор относится к числу распространённых 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 распространённых фторапатит 3Ca 3 (РО) 4. СаF 2. АПАТИТ БИРЮЗА МЕТЕОРИТ

5 …Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг. Фосфора, в основном в соединении с кальцием. Фосфор содержится так же в растениях. Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове…

6 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

7 Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названых наиболее изучены… Энергия ионизации атома,эВ Относите льная электро- отрица- тельность Радиус атома, нм Степень окисления в соединениях t плав- ления t кипе- ния 10,5 2,1 0,13+5,+4,+3,+1, -3,-2 44 (белый фосфор) 280 (белый Фосфор)

8 Белый фосфор Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P 4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, растворим в сероуглероде (CS 2 ), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится. Чёрный фосфор Полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. t°кип.= 453°С (возгонка), t°пл.= 1000°C (при p=1,8 109 Па), устойчив.

9 Красный фосфор. Без запаха, цвет красно- бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения. Горение красного фосфора Красный фосфор

10 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

11 Фосфор получают из измельчённых фосфоритов и апатитов, последнее смешивают с углём и песком и прокаливают в печах при С: 2Са 3 (РО 4 ) С+ 6SiО 2 = 6СаSiО 3 + Р СО Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор. При нагревании до С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

12 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

13 1. Реакции с кислородом: 4P 0 + 5O 2 = 2P 2 + 5O 5 (при недостатке кислорода: 4P 0 + 3O 2 = 2P 2 +3O 3 ) 2. С галогенами и серой: 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 2P + 5S = P 2 S 5 галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

14 3. С азотной кислотой: 3P 0 + 5HN+5O 3 + 2H 2 O = 3H 3 P+5O 4 + 5N+2O ­ 4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3: 2P 0 + 3Mg = Mg 3 P 2 -3 фосфид магния легко разлагается водой g 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3­ (фосфин) 3 Li + P = Li 3 P Со щелочью: 4P + 3NaOH + 3H 2 O = PH 3­ + 3NaH 2 PO 2

15 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

16 От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли: 2КСlО 3 = 2 КСl + 3О 2 Образующийся кислород способствует воспламенению головки… Красный фосфор применяется для изготовления спичек. Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль КСlО3

17 …Фосфор используют в металлургии. Он применяется для поучения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз. Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым. Так же фосфор используется для изготовления светящихся игрушек и др.

18 ОГЛАВЛЕНИЕ: ОГЛАВЛЕНИЕ: Фосфор в природе Физические свойства Получение Химические свойства Применение Соединения фосфора

19 VI VIII IX V IV VII II III I

20 РН 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 С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р 2 Н 4, он самовоспламеняется на воздухе. ПОЛУЧЕНИЕ: Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина: Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3­ Ca 3 P H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2P -3 H 3 ­

21 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: 1) Разлагается при нагревании: 2PH 3 = 2P + 3H 2 2) Проявляет слабые основные свойства: PH 3 + HI = [PH 4 ]+I - йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

22 VI VIII IX V IV VII II III I

23 Р 4 О 6 - воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5 0 С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит. ПОЛУЧЕНИЕ: Окисление фосфора при недостатке кислорода: 4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

24 1. Все свойства кислотных оксидов: P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3 2. Сильный восстановитель.

25 VI VIII IX V IV VII II III I

26 Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4. ПОЛУЧЕНИЕ: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 Р 4 О 10 - белый кристаллический порошок. Температура возгонки 360С. Имеет несколько модификаций, одна из которых 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.

27 Все химические свойства кислотных оксидов: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами 1) P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 (метафосфорная кислота) P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 ( пирофосфорная кислота) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота ) 2) P 2 O 5 + 3BaO = Ba 3 (PO 4 ) 2 3) P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

28 VI VIII IX V IV VII II III I

29 Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 4 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3, плавящееся при 74 0 С. ПОЛУЧЕНИЕ: Фосфористую кислоту получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III): PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl

30 1) Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты): H 3 PO 3 + 2NaOH = Na 2 HPO 3 + 2H 2 O 2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин: 4H 3 PO 3 = 3H 3 PO 4 + PH 3 3) Восстановительные свойства: H 3 PO 3 + HgCl 2 + H 2 O = H 3 PO 4 + Hg + 2HCl

31 VI VIII IX V IV VII II III I

32 Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,350С. С водой ортофосфорная кислота образует растворы любых концентраций. ПОЛУЧЕНИЕ: 1) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 2) Промышленный способ: Ca 3 (PO4) 2 (твердый) + 3H 2 SO 4 (конц.) = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4¯ 3) 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO ­

33 ДИССОЦИАЦИЯ: H 3 PO 4 = 3H + + PO 4 3- H 3 PO 4 + 3H 2 O = 3H 3 O + + PO 4 3- H 3 PO 4 = H + + H 2 PO 4- H 2 PO 4- = H + + HPO 4 2- HPO 4 2- = H + + PO 4 3- Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту. 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43- 3Ag+ + PO43- = Ag3PO4¯ (ярко-желтый осадок)

34 VI VIII IX V IV VII II III I

35 При обезвоживании пирофосфорной кислоты или при взаимодействии оксида фосфора (V) с малым количеством воды образуются метафосфорные кислоты (НРО 3 )n, где n от 3 до 8. Полимерные метафорные кислоты представляют собой прозрачную твёрдую стекловидную массу, хорошо растворимую в воде. (НРО 3 )n – кислоты средней силы.

36 Для полифосфорных кислот характерно наличие нескольких атомов фосфора, связанных в линейную цепочку через кислородные мостики. Примеры надкислот: Чтобы отличить фосфорную кислоту от мета- и дифосфорной, пользуются реакцией их солей с азотнокислым серебром AgNO 3. В присутствии аниона фосфорной кислоты образуется жёлтый осадок Ag 3 PO 4, в присутствии аниона мета- и дифосфорной кислот – белые осадки AgPO 3 иAgP 2 O 7 соответственно. Аналогичной реакцией на ион (PO 4 ) 3- является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония: H 3 PO (NH 4 ) 2 MoO HNO 3 =(NH 4 ) 3 PMo 12 O 40. 6H 2 O + 21NH 4 NO 3 + 6H 2 O Дополнительная информация:

37 IV VI VIII IX V VII II III I

38 Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. ФОСФОРИТНАЯ МУКА Мелкий серый 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.

39 IV VI VIII IX V II III I VII

40 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. КОСТНАЯ МУКА: Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са 3 (РО 4 ) 2 АММОФОС: Сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 50% Р 2 О 5 ) в виде NН 4 Н 2 РО 4 и (NН 4 ) 2 НРО 4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

41 IV VI IX V II III I VII VIII

42 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 В этом случае получается смесь солей, которая хорошо усваивается растениями на любой почве. ДВОЙНОЙ СУПЕРФОСФАТ: Цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом. Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты: Са 3 (РО 4 ) 2 +4 Н 3 РО 4 = 3Са(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 ) ДВОЙНОЙ СУПЕРФОСФАТ ПРОСТОЙ СУПЕРФОСФАТ

43