Фосфор и его соединения. Фосфор вода
Фосфор » HimEge.ru
Фосфор — элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [10Ne]3s23p3, устойчивая степень окисления в соединениях +V.
Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.
В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.
Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.
Аллотропные модификации фосфора
Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р4 и красный фосфор Pn. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.). Красный фосфор состоит из полимерных молекул Pn разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.
Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.
Белый фосфор состоит из молекул Р4. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (tпл 44,14 °С, tкип 287,3 °С, р 1,82 г/см3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.
Применяется в производстве Н3Р04 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфора:
Получение в промышленности фосфора
— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
Ca3(PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)
Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.
Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (Pn) может быть различной.
Соединения фосфора
Фосфин РН3. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр3-гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от Nh4). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфина:
Получение фосфина в лаборатории:
СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
Оксид фосфора (V) P2O5. Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р4О10 со строением из четырех тетраэдров [O=Р(O)3], связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P2O5. Существует также стеклообразный полимер (Р205)п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.
Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:
Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.
Ортофосфорная кислота Н3Р04. Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P2O5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН)3] (sр3-гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н20). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.
Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:
Получение фосфорной кислоты в промышленности:
кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:
Ca3(PO4)2 + 3h3SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4
Ортофосфат натрия Na3PO4. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.
Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион РО43-
— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).
Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:
Получение: полная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия или по реакции:
Гидроортофосфат натрия Na2HPO4. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н3Р04 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион НРО42-— образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация Н3Р04 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2h3O
Дигидроортофосфат натрия Nah3PO4. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н2Р04 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Н2Р04 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).
Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация h4PО4 едким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = Nah3PO4 + h3O
Ортофосфат кальция Са3(PO4)2— Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).
Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.
Уравнения важнейших реакций:
Фосфорные удобрения
Смесь Са(Н2Р04)2 и CaS04 называется простым суперфосфатом, Са(Н2Р04)2 с примесью СаНР04 — двойным суперфосфатом, они легко усваиваются растениями при подкормке.
Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей Nh5h3PO4 и (Nh5)2HPO4.
Хлорид фосфора (V) PCI5. Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P2Cl10 с ионным строением РСl4+[РСl6]—. «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: хлорирование фосфора.
Фосфор и его соединения
Фосфор и его соединения
Реферат
Содержание
Введение
Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1. Фосфор в природе
1.2. Физические свойства
1.3. Химические свойства
1.4. Получение
1.5. Применение
Глава II. Соединения фосфора
2.1. Оксиды
2.2. Кислоты и их соли
2.3. Фосфин
Глава III. Фосфорные удобрения
Заключение
Библиографический список
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. 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.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1 Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных 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 распространён фторапатит 3Ca3 (PO4 )2 • CaF2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
1.2 Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р4 , имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см3 .
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
1.3 Химические свойства
Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl2 = 2PCl3 (хлорид фосфора (III)),
PCl3 + Cl2 = PCl5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P2 S3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca3 P2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O2 = 2P2 O5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO3 + 2h3 O = 3h4 PO4 + 5NO↑.
1.4 Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca3 (PO4 )2 + 10C + 6SiO2
6CaSiO3 + P4 ↑ + 10CO↑. Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
1.5 Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.
KClO3
KCl + .
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.
Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Глава II . Соединения фосфора
2.1 Оксиды
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P4 O10 и оксид фосфора (III) P4 O6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P2 O5 и P2 O3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P4 O6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P4 O6 + 6h3 O = 4h4 PO3 ,
а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4 О10 .
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P4 O10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4 О10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4 О10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4 .
При взаимодействии Р4 О10 с водой образуется фосфорная кислота:
P4 O10 + 6h3 O = 4h4 PO4 .
Будучи кислотным оксидом, Р4 О10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
4HClO4 + P4 O10 = (HPO3 )4 + 2Cl2 O7 .
2.2 Кислоты и их соли
а) Фосфористая кислота h4 PO3 . Безводная фосфористая кислота Н3 РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3 , плавящиеся при 74°С.
Структурная формула:
. При нагревании безводной Н3 РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
4h4 PO3 = Ph4 ↑ + 3h4 PO4 .
Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K3 PO3 (фосфит калия) или Mg3 (PO3 )2 (фосфит магния).
Фосфористую кислоту Н3 РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3 :
РCl3 + 3h3 O = h4 PO3 + 3HCl↑.
б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) h4 PO4 .
Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
mirznanii.com
Фосфор реакция с водой - Справочник химика 21
Как реагирует пятиокись фосфора с водой Напишите уравнения реакций в молекулярном и структурном виде. [c.152]
Иод можно перевести в раствор кипячением со следующими реагентами а) с концентрированной азотной кислотой, б) со взвесью белого фосфора в воде, в) с раствором гидросульфита калия, Укажите возможные продукты этих реакций. Какова химическая функция иода в данных реакциях [c.108]
Составлять полные уравнения реакций между галогенидами или оксидами фосфора с водой. [c.331]Взаимодействие брома, красного фосфора и воды. В колбу помещается красный фосфор (около 10 г) и вода (20 мл), в капельную воронку — бром. Бром понемногу вводить в колбу. Сперва бром может вызвать воспламенение фосфора, затем реакция идет спокойнее [c.107]
Метод 1. Иодистый водород получают из иода и водорода по способу, описанному для бромистого водорода. Маленькую перегонную колбочку закрывают корковой пробкой, через которую пропущена стеклянная трубка, достигающая почти дна колбы. Второй конец трубки соединяют через две промывалки, заполненные концентрированной серной кислотой, с источником водорода (газометром или аппаратом Киппа). В колбочку помещают необходимое количество иода. Отводную трубку колбочки соединяют с трубкой из тугоплавкого стекла диаметром 20 мм и длиной около 70 см. Трубку до половины заполняют платинированным асбестом и второй конец ее присоединяют к U-образной трубке, свободно заполненной слоями асбеста вперемежку с кусками красного фосфора, смоченного водой. Ко второму отводу U-образной трубки присоединяют трубку, отводящую газ в реакционный сосуд. Вначале через аппарат пропускают водород до полного вытеснения воздуха, затем трубку с асбестом подогревают широким пламенем горелки (с насадкой ласточкин хвост ), Колбу с иодом подогревают на водяной бане. Непрореагировавший иод осаждается, в холодной части трубки, заполненной платинированным асбестом, а остатки его—в U-образной трубке. Выделяющийся иодистый водород можно поглощать водой или вводить его в реакцию в газообразном состоянии. [c.164]
В качестве реакторов непрерывного действия используют также вертикальные колонные аппараты различных типов колпачковые [168, 169], насадочные [146, 170], а также со специальной конструкцией тарелок [70, 85, 165, 166]. Процесс этерификации осуществляется по принципу прямотока или противотока. При противотоке реагент с более низкой температурой кипения (обычно спирт) испаряется и вводится в нижнюю часть колонны. Его пары, поднимаясь вверх по колонне, реагируют с кислотой, моноэфиром или соединением фосфора, например РОСЬ, образуя соответствующий эфир. Газообразные побочные продукты реакции (вода, низший спирт, хлористый водород) выводятся вместе с парами спирта сверху колонны. Температура в реакторе поддерживается выше температуры кипения низкокипящего реагента. Для облегчения испарения спирта через колонну можно пропускать с небольшой скоростью инертный газ. [c.49]
Метод 2. Бромистый водород можно получать при взаимодействии брома, фосфора и воды. Для этого в перегонную колбу помещают 1 вес, ч, красного фосфора, 2 ч. воды и осторожно, при одновременном встряхивании, вводят по каплям 10 мл брома (1 мл- Ъ,12 г Bfj). Выделяющийся бромистый водород пропускают через U-образную трубку, заполненную кусками асбеста и красного фосфора, освобожденного от воды. Реакцию можно проводить при легком подогревании колбы. [c.164]
Проведение опыта. Укрепить колбу Вюрца в штативе, поместить в нее немного красного фосфора, смоченного водой до состояния жидкой кашицы, и-образную трубку заполнить стеклянной ватой, пересыпанной красным фосфором, и присоединить к колбе. Отводную трубку, соединенную с С-образной, опустить в цилиндр. В капельную воронку налить жидкий бром и небольшими порциями прибавлять его к фосфору. Взаимодействие брома с влажным фосфором сопровождается слабыми вспышками и образованием тумана, реагирующего с парами воды бромистого водорода. Проходя через и-образную трубку, бромистый водород освобождается от паров брома и собирается в цилиндре. Прилить в цилиндр воды, подкрашенной раствором лакмуса. Цвет лакмуса меняется на красный, так как раствор бромистого водорода в воде дает кислую реакцию. [c.42]
Ранее мы обсуждали иной тип реакции оксида с водой, например реакцию оксида фосфора с водой. Что образуется при реакции оксида фосфора или диоксида серы с водой [c.115]
Аналогичный вид имеет и уравнение реакции оксида фосфора (У), иначе, пентоксида фосфора, с водой [c.369]
Фосфор может быть также обнаружен после сплавления вещества (около 0,02 г) в никелевом тигле со смесью 2 г безводного углекислого натрия и 3 г перекиси натрия. Расплав по охлаждении растворяют в воде, подкисляют азотной кислотой и открывают фосфор реакцией с молибденовокислым аммонием. [c.214]
Обычный метод получения газообразного бромистого водорода основан на действии брома на смесь красного фосфора с водой [1—3]. Реакция протекает бурно и может привести к взрыву. Бромистый водород освобождают от свободного брома пропусканием его над влажным красным фосфором. Ровный ток газа установить трудно. Бромистый водород содержит влагу и обычно бывает загрязнен небольшим количеством различных соединений мышьяка (примесь к фосфору). [c.146]
Взаимодействие с галогенидами фосфора. Чтобы избежать выделения в ходе реакции воды и увеличить выход галогенопроизводного, вместо галогеноводорода применяют галогениды фосфора(Ш) и фосфора(У). [c.136]
Внести небольшое количество полученного пятихлористого фосфора в дистиллированную воду. Что наблюдается Написать уравнение реакции и установить состав продуктов взаимодействия пятихлористого фосфора с водой (посоветоваться с преподавателем ). [c.142]
В колбе Вюрца приготовить раствор 0,5 г белого фосфора в 10 мл сероуглерода (осторожно, огнеопасно ). Вытеснить воздух из колбы сухим углекислым газом и в токе последнего быстро ввести в колбу небольшими порциями 6 г иода. Когда реакция закончится, растворитель отогнать на закрытой электроплитке (осторожно, огнеопасно ). Какое вещество остается в колбе Полученный продукт перенести в сухую пробирку и тщательно закрыть. Написать уравнение реакции. Как реагирует трехиодистый фосфор с водой [c.143]
Подготовка. Для получения иодоБОдорода используют реакцию взаимодействия иода, красного фосфора и воды [c.107]
Опыт 5. Взаимодействие пентахлорида фосфора с водой (тяг а ). К пентахлориду фосфора добавляют воду. Взбалтывают. Полученный раствор испытывают синей лакмусовой бумажкой. Как меняется цвет лакмуса Напишите уравнение реакции взаимодействия пентахлорида фосфора с водой по стадиям. [c.132]
Треххлористый фосфор обработали водой, раствор упарили. Каков состав остатка после упаривания Ответ иллюстрировать уравнением реакции. [c.157]
Исходным веществом при синтезе бензотэфа (1П) является бенза-мид (1) [2] Взаимодействием I с пятихлористым фосфором и последующей обработкой продукта реакции водой [3, 4] или муравьиной кислотой [4, 5] получают днхлорангидрид бензоиламидосфосфорной кислоты (П). Взаимодействием II с зтиленимином в бензоле в присутствии триэтиламина синтезируют III. [c.20]
Для получения [331] газообразного НВг и HJ чаще всего применяют реакцию между фосфором, галоидами и малым количеством воды (иначе HJ и НВг растворяются в воде), постепенно прибавляя галоид к фосфору, смоченному водою. Если в колбу положить красный фосфор, смочить его водою, а затем приливать бром по каплям (из закрытой воронки со стеклянным краном), то бромистоводородный газ идет изобильно и равномерно. Для приготовления HJ в колбе к 10 ч. (сухого) иода прибавляют 1 ч. обыкновенного (желтого) сухого фосфора при вращении колбы реакция (отделяется свет и теплота) между ними идет спокойно и, когда масса образовавшегося иодистого фосфора остынет, к ней из воронки с краном, капля по капле, приливают воду, причем и отделяется, даже без нагревания, масса HJ. Для объяснения этих способов получения достаточно припомнить, что хлористый фосфор с водою дает НС1. Здесь точно так же кислород воды отходит к фосфору, а водород к иоду, напр. РР4-ЗНЮ = РНЮ + ЗН] [332]. [c.348]
Общий запас фосфора в воде в отличие от уровня растворенного фосфора является адекватным суммарным параметром, поскольку определяет максимальный синтез биомассы. Последнее может быть вычислено из стехио-метрической реакции фотосинтеза. [c.32]
Интересен метод получения Н3РО4 путем взаимодействия паров фосфора и воды по реакции Р4 + I6h3O = 4Н3РО4 + ЮН2 + З12 ккал, в присутствии катализатора (например, мелкораздробленной меди) достаточно быстро протекающей около 700 °С. Как видно из уравнения, фосфор ведет себя в данном случае подобно цинку или железу (IV 1). С использованием одновременно получающегося водорода при синтезе Nh4 рассматриваемый процесс особенно пригоден для выработки аммофоса (доп. 53). [c.449]
Непременным условием реакции является проведение ее в избытке свободного фосфора, так как при его отсутствии треххлористый фосфор начинает хлорироваться до пятихлористого фосфора. Образовавшийся РС1-, при взаимодействии со свободным фосфором вновь переходит в РС . Но поскольку эта реакция протекает весьма бурно и с выделением большого количества тепла, загрузка фосфора в реактор, в котором содержится пятихпористый фосфор, приведет к резкому подъему температуры и давления, и в аппарате может произойти взрыв. Особенно опасно содержание влаги в исходном сырье, так как вода энергично разлагает треххлористый и пятихлористый фосфор с образованием фосфорных кислот и хлористого водорода. Прп взаимодействии трех- и пятихлористого фосфора с водой в замкнутом пространстве быстрый рост давления за счет образования большого количества паров может привести к разрушению аппаратуры. Нежелательно также повышенное против допустимого содержание нерастворимых в фосфоре примесей (3102, Н2310з, Н3РО3), так как они засоряют аппаратуру. [c.330]
Продажный красный фосфор очищают путем кипячения его в течен 24 ч порциями по 100 г с примерно 7%-ным раствором NaOH, а после уд ления щелочи еще 24 ч с водой. Фосфор промывают водой до отсутствия щ лочной реакции, лучше всего при использовании центрифуги, и сушат в в кууме на глиняной пластинке над фосфорным ангидридом. Фосфор следус хранить плотно закрытым. В связи с окислением фосфора в присутств воздуха следует долго стоявшие препараты перед употреблением снова пр( мывать водой. [c.548]
Сами по себе фосфор и вода так ле рспгируют между собою, но в присутствии нитрата серебра, во.з.мюжно, такая реакция ииеет место, [c.442]
П )одававмый фасный фосфор очищают путем кипячения его в течение 24 ч порциями по 100 г с 7%нным раствором NaOH, а после удаления 2(елочи - ещё 24 с водой. Фосфор промывают водой до отсутствия щелочной реакции к сушат в вакууме над фосфорным ангидридом. [c.4]
Бром непосредственно соединяется с фосфором. Реакция протекает энергично фосфор воспламеняется в броме и сгорает, образуя бесцветную жидкость, разлагающуюся водой — бромид фосфора (П1) РВгз. При действии избытка брома на РВгз образуется бромид фосфора (V) РВГ5. [c.434]
Белый фосфор — самая неустойчивая из всех его форм. Он плавится нри 44°,1 С. При этой же температуре он самовозгорается на воздухе, окисляясь сначала до Р2О3, а затем до Р2О5. Медленное же окисление белого фосфора протекает при обычной температуре. Окисление фосфора — процесс. экзотермический. Ниже температуры самовозгорания энергия реакции окисления выделяется не в виде теплоты, а в виде света. Поэтому белый фосфор на воздухе светится. Белый фосфор в воде не растворяется и не вступает с ней в химическое взаимодействие. Поэтому его хранят под водой. Очень ядовит. [c.360]
chem21.info
| Таблица ^ =>> v Красный фосфор (фото сайта periodictable.ru) Палочки белого фосфора хранят и разрезают под водой. На свету они постепенно краснеют Модель молекулы P4O10 | История открытия:Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году, хотя существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество, названное сначала "холодным огнём". Вторичное название "фосфор" происходит от греческих слов "фос" - свет и "феро" - несу. То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье. Нахождение в природе, получение:Фосфор - один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3F, фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни. Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500°С:2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 4P + 10CO + 6CaSiO3Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:4HPO3 + 12C = 4P + 2h3 + 12CO Физические свойства:Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропных модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белую, красную (см. рис.), 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 аллотропных модификации фосфора. Белый фосфор, фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P4 = 2P2. При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы.Красный фосфор имеет формулу (Р4)n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb).Чёрный фосфор — это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник. Химические свойства: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.При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид. Фосфор взаимодействует с галогенами и серой, азотной кислотой, со щелочами. Может быть как восстановителем, так и окислителем Важнейшие соединения:Оксид фосфора(V), P2O5 или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P4O10. Фосфорный ангидрид жадно поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P2O5 образуется несколько типов фосфорных кислот: мета- и ортофосфорная, дифосфорная, а также большая группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора.При взаимодействии P2O5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO3:P4O10 + 2h3O = 4НРO3а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота h4PO4:НРO3 + h3O = h4PO4Оксид фосфора(III), P2O3 - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, Тпл 23,8° С. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P4O6. С водой образует фосфористые кислоты. Ортофосфористая кислота, h4PO3 - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Ее особенность - только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:h4PO3 + h3O = h4PO4 + h3Фосфиновая кислота, (устар. фосфорноватистая) h4PO2, бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, Тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH)2 или Ba(OH)2. Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.Трихлорид фосфора, PCl3 - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl3.Пентахлорид фосфора, PCl5 - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение [PCl4+][PCl6-]. Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl3 с хлором или S2Cl2: 3PCl3 + S2Cl2 = PCl5 + 2PSCl3.Водородные соединения: фосфористый водород РН3 (фосфин) бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P2h5) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение: 4Р + 3КОН + 3Н2O = РН3 + 3КН2РO2При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:6Р+4КОН + 4Н2O = Р2Н4 + 4КН2РO22Р + 2КОН + 2Н2O = Н2 + 2КН2РO2 Применение:В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений. Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма....... Семенова Н.В.ХФ ТюмГУ, 561 группа. Источники: http://ru.wikipedia.org/wiki/Фосфор |
Фосфор и его соединения
Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3 Важнейшие аллотропные модификации Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P4. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, t°пл.= 44°С, t°кип.= 280°С, растворим в сероуглероде (CS2), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится. 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. 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. Получение Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи): Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –t°® 3CaSiO3 + 5CO + 2P Химические свойства.
1. Реакции с кислородом:
4P0 + 5O2 –t°® 2P2+5O5
(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 –t°® 2P2+3O3)
2. С галогенами и серой:
2P + 3Cl2 ® 2PCl32P + 5Cl2 ® 2PCl52P + 5S –t°® P2S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: PCl3 + 3h3O ® h4PO3 + 3HCl PCl5 + 4h3O ® h4PO4 + 5HCl)
3. С азотной кислотой:
3P0 + 5HN+5O3 + 2h3O ® 3h4P+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 + 6h3O ® 3Mg(OH)2 + 2Ph4(фосфин))3Li + P ® Li3P-3
5. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3h3O ® Ph4 + 3Nah3PO2 В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования. Соединения фосфора P-3h4 Фосфин – газ, с неприятным запахом тухлой рыбы, бесцветный, малорастворим в воде, нестоек, ядовит; t°пл.= -87,5°С, t°кип.= -134°С. Получение Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина: Ca3P2 + 6HCl ® 3CaCl2 + 2Ph4Ca3P2-3 + 6h3O ® 3Ca(OH)2+ 2P-3h4 Химические свойства.
1) Разлагается при нагревании:
2Ph4 –t°® 2P + 3h3
2) Проявляет слабые основные свойства:
Ph4 + HI ® [Ph5]+I-йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.
3) Сильный восстановитель. На воздухе самовоспламеняется.
P2+3 O3 Фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).Белые кристаллы, t°пл.= 24°С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P4O6. P2O3 соответствует фосфористая кислота h4PO3. Получение Окисление фосфора при недостатке кислорода 4P + 3O2 ® 2P2O3 Химические свойства
1. Все свойства кислотных оксидов.
P2O3 + 3h3O ® 2h4PO3
2. Сильный восстановитель
O2+ P2+3O3 ® P2+5O5 P2+5O5 Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).Белые кристаллы, t°пл.= 570°С, t°кип.= 600°C, r = 2,7 г/см3. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P4h20, 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 + h3O ® 2HPO3(метафосфорная кислота)P2O5 + 2h3O ® h5P2O7(пирофосфорная кислота)P2O5 + 3h3O ® 2h4PO4(ортофосфорная кислота)
2)
P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2
3)
P2O5 + 6KOH ® 2K3PO4+ 3h3O P2O5 - сильное водоотнимающее средство:
4)
P2O5+ 2HNO3 ® 2HPO3 + N2O5P2O5+ 2HClO4 ® 2HPO3+ Cl2O7 HP+5O3 Метафосфорная кислота. Получение P2O5+ h3O ® 2HPO3 Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия) Химические свойства Характерны все свойства кислот. h4P+5O3 Фосфористая кислота
Бесцветное кристаллическое вещество; t°пл.= 74°С, хорошо растворимое в воде. Получение PCl3+ 3h3O ® h4PO3+ 3HCl Химические свойства
1) Водный раствор h4PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):
h4PO3+ 2NaOH ® Na2HPO3+ 2h3O
2) При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:
4h4PO3 ® 3h4PO4+ Ph4
3) Восстановительные свойства:
h4PO3+ HgCl2+ h3O ® h4PO4+ Hg + 2HCl h4P+5O4 Ортофосфорная кислота. Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; t°пл.= 42°С, r = 1,88 г/см3. Диссоциация:h4PO4 « 3H+ + PO4-3h4PO4+ 3h3O « 3h4O+ + PO43-h4PO4 « H+ + h3PO4-h3PO4- « H+ + HPO42-HPO42- « H+ + PO43- Ортофосфорная кислота - средней силы, не является окислителем, трехосновная. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na3PO4) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (Nah3PO4) и гидрофосфаты (Na2HPO4). Получение
1)
P2O5+ 3h3O ® 2h4PO4 Промышленный способ:
2)
Ca3(PO4)2(твердый) + 3h3SO4(конц.) ® 2h4PO4+ 3CaSO4¯
3)
3P + 5HNO3+ 2h3O ® 3h4PO4+ 5NO Химические свойства Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту. 2h4PO4 –t°® h5P2O7 + h3O Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43- 3Ag+ + PO43- ® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок) Фосфорные удобрения Фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты. Фосфоритная мукаПолучают при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит нерастворимую соль Ca3(PO4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах.При обработке фосфоритов или аппатитов серной или фосфорной кислотой получают растворимые в воде соединения, хорошо усваемые растениями на любых почвах: Ca3(PO4)2 + 2h3SO4 ® Ca(h3PO4)2 + 2CaSO4(Ca(h3PO4)2 простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))Ca3(PO4)2 + 4h4PO4 ® 3Ca(h3PO4)2(двойной суперфосфат) Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат: h4PO4 + Ca(OH)2 ® CaHPO4 • 2h3O Нейтрализацией фосфорной кислоты аммиаком получают аммофос – (Nh5)2HPO4 + Nh5h3PO4, содержащий N и P. Разновидности: нитроаммофос – Nh5h3PO4 + Nh5NO3; аммофоска – (Nh5)2HPO4 + Nh5h3PO4 + KCl.
www.examen.ru
Получение и свойства белого фосфора
Внимательно прочитайте описание опытов, запишите в лабораторном журнале уравнения реакций. Приготовьте необходимые реактивы, материалы и посуду. Если в вашем распоряжении есть видеокамера или цифровой аппарат с возможностью съемки видеоролика, то можно зафиксировать ход этого эффектного опыта.
Техника безопасности
Опыт выполняется в вытяжном шкафу при включенной вентиляции.
Внимание! Белый фосфор – сильнейший яд. Прикасаться к нему руками строжайше запрещено. Все действия с этим веществом выполняются только под тягой и в резиновых перчатках. Отходы белого фосфора и посуду, где его получали, после опыта следует утилизировать, заливая раствором сульфата меди или перманганата калия (при этом фосфор окисляется и переходит в ортофосфорную кислоту). Кроме того, белый фосфор чрезвычайно огнеопасен.
Красный фосфор огнеопасен, при длительном хранении окисляется с поверхности с образованием гигроскопичного оксида, который под действием влаги переходит в метафосфорную кислоту. Если красный фосфор увлажнен, перед опытом его следует промыть водой (декантацией) и отжать с помощью фильтровальной бумаги. Продукты горения фосфора – едкие вещества! Нельзя наклоняться над сосудом, где сжигают фосфор, нельзя брать его незащищенными руками! Во время опыта следует защитить глаза темными очками.
Реактивы, материалы и оборудование
Красный фосфор, дистиллированная вода, индикатор – 2%-й водный раствор метилового оранжевого (метилоранж).
Пробирка-реактор с пробкой и двумя газоотводными трубками, штатив с лапкой и муфтой, химический стакан, спиртовка, черный экран, аппарат Киппа для получения углекислого газа, кварцевая или фарфоровая чашка, большая стеклянная воронка, держатель для воронки, промывалка с дистиллированной водой, бюксы для временного хранения фосфора, асбестовый картон или керамическая плитка (для теплоизоляции).
|
Рис. 1. Реактивы, материалы и оборудование для опыта |
Получение белого фосфора
Получение белого фосфора из красного (в небольшом количестве) ведут в установке (рис. 2), которая обязательно должна быть помещена в вытяжной шкаф.
 |
|
Рис. 2. Установка для получения белого фосфора из красного: пробирка-реактор 1, трубка 2, по которой в пробирку-реактор поступает углекислый газ, газоотводная трубка 3, по которой пары белого фосфора вместе с углекислым газом выходят из пробирки и охлаждаются водой |
В пробирку-реактор помещают 1–2 г сухого красного фосфора так, чтобы стенки пробирки не были им запачканы. Пробирку закрывают резиновой пробкой с двумя трубками и закрепляют в лапке штатива сначала вертикально. Трубку вдвигают почти до дна пробирки и соединяют резиновым шлангом с аппаратом Киппа (на рис. 2 не показан) для получения диоксида углерода.
После этого пропускают углекислый газ в пробирку для вытеснения воздуха. Обычно для этого достаточно четырех–пяти минут. Пробирке придают горизонтальное положение, затем красный фосфор в пробирке-реакторе нагревают с помощью спиртовки.
Происходит испарение красного фосфора Px, переход его в газовой фазе в четырехатомные молекулы белого фосфора P4:
|
и осаждение капелек белого фосфора на холодных частях пробирки. Газоотводную трубку при нагревании пробирки опускают в цилиндр с холодной водой, где также появляются шарики белого фосфора. Нагревание ведут до того момента, когда испарится большая часть красного фосфора.
Пробирку охлаждают в токе диоксида углерода, время от времени слегка постукивая по месту конденсации паров белого фосфора, чтобы помочь застыванию его капель.
После охлаждения пробирки вынимают пробку с трубками, отключают аппарат Киппа и закрывают пробирку ватным тампоном.
Если поместить сзади пробирки темный экран, то можно наблюдать свечение белого фосфора, оставшегося на стенках пробирки (рис. 3).
 |
|
Рис. 3. Свечение белого фосфора на стенках пробирки |
По окончании опыта заполняют пробирку почти доверху водой и закрывают резиновой пробкой. Снятую пробку с трубками помещают на полчаса в 5–10%-й раствор сульфата меди или перманганата калия для обезвреживания, после чего моют водой.
Примечание
Пробирку с затвердевшим белым фосфором ставят в высокий стакан с теплой водой (температура которой не выше 50 °С) так, чтобы вода покрывала пробирку целиком, вместе с пробкой. Расплавленный белый фосфор (температура плавления 44 °С) собирается на дне пробирки. Пробирку вынимают, открывают пробку, и в расплав, находящийся под водой, погружают железную проволоку. После этого пробирку с ее содержимым и проволокой охлаждают в холодной воде. Теперь можно достать застывший белый фосфор с помощью вплавленной в него проволоки, и в фарфоровой чашке под водой отделить застывший продукт. Белый фосфор помещают для хранения в бюкс с водой.
Горение фосфора
Поскольку фосфор горит на воздухе чрезвычайно ярким пламенем, проводить опыт лучше, используя черный фон (черную бумагу). Исходный реактив – фосфор – следует перед опытом высушить с помощью листа фильтровальной бумаги, и при необходимости промыть перед опытом водой. Воронка для сбора продукта горения должна быть тщательно высушена: оксид фосфора(V) чрезвычайно гигроскопичен.
Проведение опыта
Фарфоровую или кварцевую чашку ставят на асбестовый картон или керамическую плитку и помещают в нее кусочки или порошок фосфора, общей массой около 1 г, предварительно высушенные фильтровальной бумагой.
Затем поджигают лучинку и касаются ею одного из кусочков фосфора, который тотчас же загорается. За ним загораются и другие кусочки. Фосфор горит ярким желтовато-белым пламенем с образованием белого «дыма» – аэрозоля оксида фосфора(V):
|
Видеофрагмент 1. Горение фосфора |
Чашку накрывают стеклянной воронкой для сбора продукта горения фосфора (рис. 4).
 |
|
Рис. 4. Сбор продуктов горения красного фосфора с помощью стеклянной воронки |
Образующийся при реакции декаоксид тетрафосфора P4O10 оседает на поверхности стеклянной воронки в виде белых хлопьев, быстро расплывающихся под действием влаги воздуха. Чтобы установить характер этого оксида, обрабатывают внутреннюю поверхность воронки водой из промывалки, смывая продукты реакции в стакан.
Оксид фосфора(V) активно взаимодействует с водой, при этом выделяется энергия в форме теплоты. В результате сначала (при небольшом количестве воды) образуются полиметафосфорные кислоты, а при избыточном количестве воды – ортофосфорная кислота.
После полного перехода оксида фосфора(V) в раствор в виде ортофосфорной кислоты в стакан добавляют несколько капель раствора метилоранжа. Раствор окрашивается в красный цвет (среда кислотная).
|
Видеофрагмент 2. Анализ продуктов горения фосфора |
Получение фосфора в промышленности
Сырьем для промышленного получения фосфора служит минерал фосфорит Ca3(PO4)2. Его смешивают с углем и кварцевым песком и прокаливают при высокой температуре. При этом протекает реакция:
|
(2000 °C).Пары фосфора отводят в орошаемые водой устройства (конденсаторы) и затем собирают в приемнике с водой, под слоем которой и накапливается расплавленный белый фосфор. Аналогичным образом получал фосфор алхимик Бранд, только исходное сырье у него было другое, не фосфоритное. В настоящее время процесс получения фосфора ведут в электропечи (рис. 5).
 |
|
Рис. 5. Электропечь для получения фосфора: массивные угольные электроды 1, загрузочное устройство 2, трубопровод для вывода паров фосфора 3, канал вывода жидкого шлака 4 |
Таким образом, фосфор в степени окисления +V, который присутствует в ортофосфате кальция Ca3(PO4)2, восстанавливается и превращается в белый фосфор P4. Этот продукт улавливают, охлаждают и используют как для получения других видов фосфора так, и для синтеза его соединений.
Применение фосфора и его соединений
Фосфор используется для изготовления спичек, производства зажигательных смесей. Много фосфора используется в производстве фосфорорганических ядохимикатов – таких, как хлорофос, карбофос, дихлофос. Другие фосфорорганические соединения помогают извлекать из растворов ценные металлы.
Главный потребитель ортофосфорной кислоты h4PO4 – производство минеральных удобрений. Суперфосфат (простой и двойной), преципитат, аммофос, нитрофоска – все это вещества, необходимые для повышения урожайности.
school-collection.lyceum62.ru
