Классы
Предметы

Фосфор

Этот видеоурок доступен по абонементу
Подробнее об абонементе, платных и бесплатных уроках

У вас уже есть абонемент? Войти

Оплатить абонементот 75 руб. в месяц
У вас уже есть абонемент? Войти
Фосфор

На уроке будет рассматриваться тема «Фосфор». При изучении этой темы вы узнаете электронное строение атома фосфора и характерные степени окисления, аллотропные модификации фосфора и их свойства, фосфины, фосфорную кислоту и ее соли – фосфаты. Вы получите сведения об истории получения фосфора, тех опытах, которые проделывали алхимики с этим веществом.

Тема: Основные металлы и неметаллы

Урок: Фосфор

Аллотропные модификации фосфора

Химический элемент фосфор расположен в третьем периоде 5 группы, главной подгруппы. Электронная конфигурация атома фосфора – 1s22s22p63s23p3. В отличие от азота, на валентном слое атома фосфора есть 3d-орбиталь. Рис. 1. В результате чего один из 3s-электронов может переходить на вакантную 3d-орбиталь. В таком случае у фосфора будет 5 неспаренных электронов, и тогда он может становиться пятивалентным. В своих соединениях фосфор проявляет несколько степеней окисления от -3 до +5. Рис. 2.

Рис. 1.

Фосфор – простое вещество

Фосфор может существовать в нескольких аллотропных модификациях: белый фосфор, красный, черный и металлический фосфор. В обычных условиях существуют первые три, а при сверхвысоких давлениях существует и металлический фосфор. Все эти аллотропные модификации различаются по цвету, плотности и другим характеристикам.

Рис. 2.

 

Рис. 3.

Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул Р4.Рис. 3. Связь – ковалентная неполярная, одинарная. Но так как это напряженная структура, эти связи легко разрываются. Этим объясняется высокая химическая активность белого фосфора, а также его склонность при нагревании или хранении переходить в более стабильные полимерные модификации. При обычных условиях – это твердое вещество, легкоплавкое и летучее. Нерастворим в воде. Белый фосфор хранят под слоем воды. Но он хорошо растворим в неполярных органических растворителях: сероуглерод, бензол и др. Белый фосфор окисляется кислородом. Выделяющаяся при этом энергия выделяется не в форме тепла, а виде света, за счёт чего белый фосфор и способен светиться. Рис. 4. Светится он только на поверхности и при окислении кислородом, т. е. фосфор, находящийся под слоем воды, светиться не будет. Белый фосфор – это очень ядовитое вещество. Летальная дозировка белого фосфора для взрослого человека – это 0,05–0,01 г. Большинство боевых отравляющих веществ, таких как зарин, зоман – это соединения фосфора.

 

РИс. 4.

Красный фосфор (Рис. 4) образован полимерными молекулами различной длины. Молекулы состоят из пирамидально связанных атомов фосфора. При обычных условиях – это твердое аморфное вещество красного цвета, способное возгоняться при нагревании. При конденсации паров красного фосфора, образуется белый фосфор. Красный фосфор нерастворим в подавляющем большинстве растворителей.

Рис. 5.

Чёрный фосфор (Рис. 5) – это вещество немолекулярного строения. Его кристаллическая решетка – атомно слоистая с характерным для фосфора пирамидальным расположением связей. Это твердое вещество, напоминающее графит, с высокой температурой плавления. Он способен проводить электрический ток.

Химические свойства фосфора и его водородного соединения

Химические свойства фосфора

1. Взаимодействие с металлами

3Ca +2 P (красн) Ca3P2 (фосфид кальция)

2. Взаимодействие с неметаллами

4P+5O2 =2P2O5

4P+3O2 =2P2O3

2P+ 5S  P2S5

4P+ 3Cl2 =2P2Cl3

3. Фосфор – восстановитель

5KClO3 +6P = 5KCl + 3P2O5

Получение фосфора

Сырьем для получения фосфора являются фосфориты или апатиты.

2Ca3(PO4)2 + 10C+ 6SiO2CaSiO3 +10 CO↑ + P4

Рис. 6.

Этот метод предложил в 1829 году немецкий химик Фридрих Вёлер (Рис. 6), и он до сих пор используется в промышленности. Основная область использования фосфора – это производство спичек. Он также применяется в металлургии и при получении фосфорорганических соединений. С помощью фосфора можно получать некоторые полупроводниковые материалы.

Водородное соединение фосфора – фосфин

Его можно получить действием воды или кислот на фосфиды.

Ca3P2 + 6H2O →2PH3↑+ 3Ca(OH)2

Его можно получить при взаимодействии белого фосфора с горячей щелочью.

8Р + 3Ca(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ca(H2PO2)2

Возможен синтез из простых веществ, который проводится при высоких температурах и давлении.

2P + 3H2 2PH3

Химические свойства фосфина

 2P + 3H2 

PH3+ 2O2 = H3PO4

Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства. Продуктами восстановления фосфора является фосфорноватистая кислота H3PO2.

PH3+2H2SO4 → H3PO2 + 2SO2↑ + 2H2O

PH3 +2I2 + 2H2O → H3PO2 + 4HI

Могут образовываться соли фосфония, аналогично солям аммония. Но эти соли очень неустойчивы.

PH3 + HCl→ PH4Cl

PH3 + HI→ PH4I

Фосфорная кислота и её соли

Кислоты фосфора

Пентаоксид фосфора образует сначала метафосфорную кислоту, затем дифосфорную кислоту, и лишь затем – ортофосфорную кислоту.

P2O5 + H2O → (HPO3)n  H4P2O7 H3PO4

Ортофосфорная кислота – это слабая трехосновная кислота, которая проявляет общие свойства кислот.

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + 3H2O

3MgO + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3H2O

3Na2CO3 + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2

Фосфорная кислота способна образовывать три типа солей:

- Фосфаты Na3PO4; Mg3(PO4)2; АlPO4

- Гидроортофосфаты Na2HPO4; MgHPO4;  Аl2 (НPO4)3

- Дигидроортофосфаты NaH2PO4; Mg(H2PO4)2;  Аl(Н2PO4)3

Окислительные свойства ортофосфорной кислоты проявляются только за счет ионов водорода.

3Mg + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3H2

Но многие реакции с металлами тормозятся из-за образования нерастворимых фосфатов.

Фосфаты – это вещества с ионным типом кристаллической решетки, твердые кристаллические вещества. Растворимыми являются только фосфаты щелочных металлов и аммония. Гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты намного лучше растворимы в воде. Для фосфатов, в отличие от нитратов, не характерны окислительные свойства.

Качественная реакция на ион P

Ag+ + P → Ag3PO4 ↓ (желтый осадок)

Познавательно о фосфоре

История открытия фосфора

Древние фолианты сохранили для нас отдельные эпизоды из жизни отставного солдата и гамбургского купца. Звали его Хенниг Бранд.  Его купеческие дела шли не блестяще, и именно по этой причине он стремился выбраться из нищеты. Она его ужасно угнетала. И Бранд решил попытать счастья в алхимии. Тем более, что в XVII в., в отличие от нашего XX в., считалось вполне возможным найти «философский камень», который способен превращать неблагородные металлы в золото. Бранд провел уже множество опытов с различными веществами, но ничего дельного у него не получалось. Однажды он решил провести химический эксперимент с мочой. Выпарил ее почти досуха и оставшийся светло-желтый осадок смешал с углем и песком, нагревая в реторте без доступа воздуха. В результате Бранд получил новое вещество, которое обладало удивительным свойством – светиться в темноте (Рис. 7).

Рис. 7.

Так в 1669 г. был открыт фосфор, играющий исключительно важную роль в живой природе: в растительном мире, в организме животных и человека. Счастливый ученый не замедлил воспользоваться необычным свойством нового вещества и стал демонстрировать светящийся фосфор знатным особам за довольно высокое вознаграждение. Все, что соприкасалось с фосфором, приобретало способность светиться. Достаточно было помазать фосфором пальцы, волосы или предметы, и они вспыхивали таинственным голубовато-белым светом. Религиозно и мистически настроенные богатые люди того времени диву давались, смотря на различные манипуляции Бранда с этим «божественным» веществом. Он ловко использовал огромный интерес ученых и широкой публики к фосфору и стал продавать его по цене, превосходившей даже стоимость золота. X. Бранд производил фосфор в больших количествах и держал способ его получения в строжайшей тайне. Никто из других алхимиков не мог проникнуть в его лабораторию, и поэтому многие из них стали лихорадочно ставить различные опыты, стремясь раскрыть секрет изготовления фосфора. Известный немецкий химик И. Кункель (1630–1703) посоветовал своему другу-коллеге И. Крафту уговорить X. Бранда продать секрет получения фосфора. И. Крафту удалось склонить первооткрывателя на эту сделку за 100 талеров, однако новый владелец секрета получения «вечного огня» оказался корыстным человеком и, не сказав своему другу И. Кункелю ни одного слова о приобретении рецепта, стал наживать огромные суммы денег на демонстрациях фосфора публике.

Вскоре рецепт изготовления «холодного огня» стал известен И. Кункелю и К. Кирхмейеру, а в 1680 г. секрет получения фосфора был открыт в Англии знаменитым химиком Р. Бойлем.

После смерти Р. Бойля его ученик немец А. Ганквиц, улучшив методику получения фосфора, наладил его производство и даже попытался изготовить первые спички. Он снабжал фосфором научные учреждения Европы и отдельных лиц, желающих приобрести его. Для расширения торговых связей А. Ганквиц посетил Голландию, Францию, Италию и Германию, заключая новые договора на продажу фосфора. В Лондоне им была основана фармацевтическая фирма, получившая широкую известность. Любопытно, что А. Ганквиц, несмотря на свою длительную работу с фосфором и весьма опасные опыты с ним, дожил до восьмидесятилетнего возраста. Он пережил трех своих сыновей и всех тех, кто принимал участие в работах, относящихся к ранней истории фосфора. Цена на фосфор со времени открытия его И. Кункелем и Р. Бойлем стала быстро падать, и в конце концов наследники первооткрывателей стали знакомить с секретом получения фосфора всего за 10 талеров.

Соединения фосфора в организме человека, апатит и его названия

Соединения фосфора играют важную роль в нашем организме. Он входит в состав нуклеотидов – нуклеиновых кислот, входит в состав костей и эмали зубов. Всего в организме человека содержится около 500 г фосфора. Если бы весь фосфор из организма человека был в виде белого фосфора, им могло бы отравиться около 5 тыс. человек.

Апатит может иметь любую окраску. Он был назван в честь греческой богини обмана – Апаты.

Откуда пошло выражение «Гори оно всё синим пламенем»

Синий газовый огонь, который мы сейчас используем для приготовления пищи, нашим далеким предкам не был известен, увидеть они его могли только ночью на болотах или на кладбищах. При гниении органических веществ без доступа воздуха выделяется метан, а в качестве небольших примесей к нему – фосфин, который может самопроизвольно возгораться на воздухе, из-за чего он поджигает остальной газ. Днем рассмотреть горящий метан практически невозможно, а ночью болотные огоньки хорошо заметны. Поверье связывало такие огоньки с неприкаянными душами. Якобы это души грешников, мучения которых начались еще до страшного суда. Сейчас, когда человек говорит «Гори оно всё синим пламенем», он отчаялся в хорошем исходе дела и махнул на все рукой.

Подведение итога урока

На уроке была изучена тема «Фосфор». Рассматривался атом фосфора и его характерные степени окисления, аллотропные модификации фосфора и их свойства, фосфины, фосфорная кислота и ее соли – фосфаты. Вы получили сведения об истории получения фосфора, тех опытах, которые проделывали алхимики с этим веществом.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик.ру (Источник).

 

Домашнее задание

1. №№2, 6, з. 1 (с. 138) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Назовите области применения фосфора и его соединений.

3. Сравните свойства аллотропных модификаций фосфора.