ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ ФОСФОР Фосфор – один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08–0,09% её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов. В земной коре в соответствии с его устойчивой степенью окисления фосфор содержится в основном в виде фосфатов (V). Наиболее распространены минералы гидроксид фосфата кальция – Са5(РO4)3(OH), фторид фосфата кальция – Ca5(PO4)3F. Фосфор входит в состав живых организмов минерал – Са5(РO4)3(OH) составляет минеральную часть костей, минерал – Ca5(PO4)3F – зубов, а сложные органические производные фосфора входят в состав клеток мозга и нервов. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах в виде фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений АТФ, является важнейшим элементом жизни. Фосфор имеет только один природный изотоп 31Р. Получены его искусственные радиоактивные изотопы.[3] 1. Происхождение Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил светящееся вещество. Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком – Иоганном Кункелем. Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году. Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов свет и несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. фосфорос) носил страж Утренней звезды.[3] 2 Строение вещества Фосфор (Р) – химический элемент находящийся в периодической таблице Д.И. Менделеева в третьем периоде, что означает наличие у атома фосфора трёх энергетических уровней. Нахождение его в пятой груупе, главной подгруппе, означает наличие у его атома пяти валентных электронов на последнем энергетическом уроне. Фосфор, порядковый номер – 15 Электронная конфигурация: – Полная: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 – Сокращённая: [10Ne] 3s2 3p3 Ниже приведены графические изображения распределение электронов атома фосфора по энергетическим уровням в невозбуждённом (рис. 1) и возбужденном (рис. 2) состояниях. Рис. 1 – 15Р, валентность в невозбуждённом состоянии равна 3 Рис. 2 – 15Р*, валентность в возбуждённом состоянии равна 5 Таблица – Физические свойства белого фосфора Параметр Значение Радиус атома 128 пм Электроотрицательность 2,19 Возможные степени окисления +5,+3,+1,0, -1, -3 Температура плавления 317,3 К Температура кипения 553 К Плотность 1,82 3. Физические свойства Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества – белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений – также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств. 3.1 Белый фосфор Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно комнатной окисляется температуре кислородом и воздуха светится уже при (бледно-зелёное свечение).Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) и легкорастворим в органических растворителях. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05-0,1г 3.2 Жёлтый фосфор Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светложёлтого до тёмно-бурого цвета. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 P0 + 3e → P-3 P0 -1e → P+1 выделяется ядовитый газ фосфин (РН3), для тушения фосфора используют воду в больших количествах или раствор сульфата меди (CuSO4), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания желтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция). 3.3 Красный фосфор Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, – это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году при нагревании белого фосфора при 500°С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных пользуются металлах для (свинец получения и висмут), крупных его чем иногда кристаллов. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. 3.4 Чёрный фосфор Чёрный фосфор – это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П.У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. 3.5 Металлический фосфор При 8,3×1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г./см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25×1011 Па – ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г./см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток. 4. Химические свойства Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов. 4.1 Взаимодействие с простыми веществами Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода), Механизм реакции: O2 + 2e → 2O-2 P0 – 5e → P+5 Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами – окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2. С неметаллами – восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Не взаимодействует с водородом. 4.2 Взаимодействие с водой Взаимодействует с водой: 8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота). P0 + 3e → P-3 P0 – 5e → P+5 4.3 Взаимодействие со щелочами В растворах щелочей: 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2. P0 + 3e → P-3 P0 – 1e → P+1 4.4 Взаимодействие с сильными кислотами и солями Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KСlO3 → 5KCl + 3P2O5. 5. Получение Фосфор получают восстановлением фосфоритов коксом в присутствии SiO 2 в электропечах при 1300–1500 0C по реакции: 4Ca5(PO4)3F + 21SiO2 + 30C 3P4 + 20CaSiO3 + SiF4 + З0СО Образующиеся пары фосфора конденсируются на охлаждаемой поверхности в виде белого (желтого) фосфора и собираются под слоем нагретой воды (60 0C). В случае присутствия в шихте оксидов железа в качестве побочного продукта получается феррофосфор – сплав фосфидов Fe2P и Fe3P. 6. Применение Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия – КclO4 и сера, происходит воспламенение. 6.1 Элементарный фосфор Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, – это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации. Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.). Красный фосфор – основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания. Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века. 6.2 Соединения фосфора в сельском хозяйстве Минеральные удобрения – источник различных питательных элементов для растений и свойств почвы, в первую очередь азота, фосфора и калия, а затем кальция, магния, серы, железа. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. Сырьем для производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединений служат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражается формулой Са5 (РО4) 3F (фторапатит). Фосфориты отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F – содержатся ионы ОН-. Фосфориты обычно содержат больше примесей, чем фторапатит. В дореволюционной России были известны и разрабатывались лишь маломощные месторождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромного народнохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторождения апатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупная обогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу на концентрат с высоким содержанием фосфора и примеси – «нефелиновые хвосты», используемые для производства алюминия, соды, поташа и цемента. Мощные месторождения фосфоритов открыты в Южном Казахстане, в горах Каратау. 6.3 Соединения фосфора в промышленности Фосфаты широко используются: в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды), в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии). Оксид фосфора (V) – Р2О5 используют: для осушения газов и жидкостей. Он может отнимать воду у различных веществ. В качестве хорошего дегидратирующего средства оксид фосфора (V) широко используется в химическом синтезе. Соединения фосфора (III) довольно сильные восстановители, Они, например, восстанавливают малоактивные металлы из растворов их соединений: HgCl2 + H3PO3 + H2O → H3PO4 + Hg + 2HCl [1]. 7. Биологическая роль соединений фосфора Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита – 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. Фосфорная кислота имеет большое значение как один из важнейших компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей – семян и плодов. В состав зубной эмали входит фторапатит – Ca5(PO4)3F. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800–1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. Фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1,2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. Хлеба содержится примерно 200 мг. Фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1,5¸1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь. 8. Токсикология элементарного фосфора Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии. Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора – 50– 150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2–3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечнососудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении – промывание желудка, слабительное, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений – 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе – 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде – 0,0001 мг/дм³. Токсикология соединений фосфора Некоторые соединения фосфора (NH3 – фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Заключение Деятельность человека в настоящее время направлена на увеличение содержания фосфора в окружающей среде. Это явление В.А. Ковда назвал фосфатизацией суши. Она происходит за счёт вылова продуктов моря, богатых фосфором, и главным образом в результате извлечения фосфора из агроруд для производства фосфорных удобрений, различных фосфорсодержащих препаратов. Запасы фосфора, доступные живым существам, полностью сосредоточены в литосфере. Основные источники неорганического фосфора – изверженные или осадочные породы. Из пород земной коры неорганический фосфор вовлекается в циркуляцию континентальными водами. Он поглощается растениями, которые при его участии синтезируют различные органические соединения и таким образом включаются в трофические цепи. Затем органические фосфаты вместе с отходами и выделениями живых существ возвращаются в землю, где снова подвергаются воздействию микроорганизмов и превращаются в минеральные формы, употребляемые зелёными растениями. В экосистеме океана фосфор приносится текучими водами, что способствует развитию фитопланктона и живых организмов. Таким образом, фосфор медленно перемещается из фосфатных месторождений на суше и мелководных океанических осадков к живым организмам и обратно. Рассматривая круговорот фосфора в масштабе биосферы за сравнительно короткий период, можно сделать вывод, что он полностью не замкнут. Запасы фосфора на земле малы. Полагают даже, что фосфор – главный регулятор всех других биогеохимических циклов, это – наиболее слабое звено в жизненной цепи, которая обеспечивает существование человека. Список использованных источников фосфор химический взаимодействие реакция 1 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. Для вузов. – 4-е изд., испр. – М.: Высш. Шк., Изд. Центр «Академия», -723 с., ил. 2 Редкол.:Зефиров Н.С. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. – Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. – Т. 5. – С. 145. 3 В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др. Химия. – М.: Химия, 1989. – С. 351. 4 Я.А. Угай – Общая и неорганическая химия. М.: Высш. Шк.1997 – 527 с. 5 ХИМИЯ. Энциклопедия для детей. Том 17, АВАНТА, 2000. 6 Везер В.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. с англ., – М., 1963. 7 Электронный источник: «http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0% A4% D0% BE % D1% 81% D1% 84% D0% BE % D1% 80» Размещено на Allbest.ru
