Фосфор в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)

Без рубрики

История открытия

В 1669 году гамбургский купец и по совместительству алхимик Хенниг Брандт в очередной раз попытался осуществить мечту всех средневековых алхимиков: найти легендарный философский камень, якобы превращающий все металлы в золото и дарующий бессмертие. К сожалению, и на этот раз философский камень не был найден, зато Хеннигу посчастливилось сделать еще одно не менее важное открытие в области химии. На этот раз в качестве эксперимента немецкий алхимик решил выпарить воду из… человеческой мочи. В результате ряда сложных химических манипуляций с собственной мочой в реторте у алхимика образовалось неизвестное ранее светящееся вещество — фосфор.

Кстати, само слово «фосфор» переводится с древнегреческого как «несущий свет». Такое название он получил за невероятную способность светиться в темноте. Первооткрыватель фосфора алхимик Хенниг Брандт быстро осознал пользу этого открытия и показывал светящийся фосфор разным знатным и богатым господам за большие деньги, скопив при этом большое состояние (в то время в Европе не было столько развлечений , поэтому научно-популярные изображения предприимчивого алхимика пользовались повышенным спросом).

открытие фосфора

Однако Хенинг Брандт не был первым, кто извлек фосфор эмпирическим путем. Еще до него, в 12 веке, это удалось сделать арабскому алхимику Альхид Бехилю, еще благодаря химическим манипуляциям с мочой и глиной, но его открытие было утеряно, и именно повторное открытие фосфора немецким алхимиком принесло большую известность к этому химическому элементу.

Первое время после открытия фосфор вызывал лишь любопытство своим блеском, и только в конце 19 века ученые поняли, что фосфор является еще и чрезвычайно важным полезным микроэлементом для жизнедеятельности человеческого организма.

Строение атомов фосфора

Атом фосфора имеет 15 электронов, которые находятся на трех электронных оболочках:

Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

На внешней электронной оболочке атомы фосфора, как и атомы азота, имеют по 5 электронов. В соединениях с металлами и водородом фосфор имеет степень окисления -3, например, в фосфиде кальция Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами
Максимальная положительная степень окисления атомов фосфора в соединениях равна +5, например, в фосфорной кислоте Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами
Атомы фосфора также имеют степень окисления +3, например, во фториде фосфора Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Строение и физические свойства простых веществ

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

Белый фосфор состоит из молекул Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами
который имеет форму тетраэдра. В таких молекулах каждый из четырех атомов фосфора ковалентно связан с тремя другими . Как молекулярное соединение белый фосфор легкоплавок и летуч. Белый фосфор — высокотоксичное вещество, воспламеняющееся на воздухе и светящееся в темноте. Храните его под водой.

Белый фосфор впервые был получен из мочи алхимиком Хоннигом Брандтом в 1669 году в виде светящейся в темноте массы. Отсюда и название этого элемента (фосфор в переводе с греческого означает «носитель света»).

На свету и при нагревании до 300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в порошок, цвет которого может варьироваться от красновато-коричневого до красно-фиолетового (красный фосфор). Красный фосфор нелетуч, нерастворим в воде и нетоксичен.

Красный и черный фосфор, о которых вы узнаете больше из курса химии в 11 классе, имеют сложную структуру.

Химические свойства фосфора

Химически фосфор достаточно активен — он соединяется непосредственно со многими простыми веществами с выделением большого количества тепла. При этом фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии его с наиболее активными металлами. При этом образуются фосфиды:

Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Восстановительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с кислородом. Но разные модификации фосфора обладают разной химической активностью. Например, белый фосфор при комнатной температуре легко окисляется на воздухе с образованием оксида фосфора (III):

Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами
Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор при поджигании воспламеняются и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма из оксида фосфора (V):

Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Применение фосфора

Фосфор используется в производстве фосфорной кислоты и фосфорных удобрений, полупроводниковых материалов в качестве компонента покрытий стальных изделий и др. (рис. 81). Белый фосфор используется для изготовления трассирующих боеприпасов как дымообразующее и зажигательное средство, красный фосфор является основным компонентом смеси для спичечных коробков.

Современные спички, которые зажигаются при трении их о специальную поверхность, были изобретены в Швеции в 1855 году. На боковые поверхности смесью измельченного стекла наносится масса, состоящая из соединений красного фосфора, оксида железа (III) Fe2O3, сурьмы и марганца и клей из спичечного коробка. В состав спичечной головки входят хлорат калия KClO3, сера, наполнители и клей. При трении головки спички о слои люминофора происходит воспламенение:

Фосфор в химии - классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами
  • Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный фосфор.
  • Белый фосфор очень токсичен.
  • Фосфор проявляет восстановительные свойства в реакции с кислородом и окислительные свойства в реакциях с активными металлами.

Получения

Для получения чистого белого фосфора химики просверливают природные фосфаты вместе с коксом и песком в электропечи. Однако вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, такие как метафосфорная кислота. Красный и черный фосфор получают уже из белого фосфора различными манипуляциями с последним (нагревание, повышение давления).

Получить матч

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Теперь давайте ответим на вопрос, какова роль фосфора в организме человека? А она очень большая, так как фосфор участвует во всех обменных процессах, происходящих в нашем организме. Большая часть фосфора содержится в костях и зубах. Вместе с кальцием фосфор формирует правильную структуру костной ткани, а при нарушении соотношения кальция и фосфора кости могут стать хрупкими и возрастет риск переломов.

Помимо костей и зубов, фосфор оказывает влияние и на самое главное – умственную деятельность человека, ведь он содержится в наших мозговых тканях и нервах. От фосфора зависит работа нервной системы, с его помощью осуществляется обмен липидов и белков, биосинтез всех необходимых органических веществ. Наконец, фосфор входит в состав ДНК и РНК, участвует в ферментативных процессах, поддерживающих кислотно-щелочное равновесие в организме.

Электронная схема фосфора

В: 1с2 2с2 2п6 3с2 3п3
Короткая запись:
В: Ne3s2 3p3

Атом фосфора и -1Si, +1S, +2Cl имеют одинаковую электронную конфигурацию

Порядок заполнения оболочек атома фосфора (P) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6д → 7р.

На подуровне «s» может находиться до 2 электронов, на «s» до 6, на «d» до 10 и на «f» до 14 электронов

Фосфор имеет 15 электронов, заполняют электронные оболочки в порядке, описанном выше:

2 электрона на 1s подуровень

2 электрона на 2s-подуровень

6 электронов на подуровень 2p

2 электрона на 3s подуровень

3 электрона на подуровне 3p

Степень окисления фосфора

Атомы фосфора в соединениях имеют степени окисления 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на обмене электронами, поэтому, если заряд атома виртуально увеличивается, то степень окисления отрицательная (электроны переносят отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы фосфора

5+П 4+П 3+П 2+П 1+ПП 01-П 2-П 3-П

Валентность P

Атомы фосфора в соединениях имеют валентность V, IV, III, II, I.

Валентность фосфора характеризует способность атома Р к образованию химических связей. Валентность обусловлена ​​строением электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений, называются валентными электронами. Более широкое определение валентности:

Количество химических связей, посредством которых данный атом соединяется с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа P

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома P эти числа имеют значение N = 3, L = 1, Ml = 1, Ms = ½

Таблица валентности химических элементов.

Порядковый номер химического элемента, псевдоним: атомный номер, псевдоним: номер заряда атомного ядра, псевдоним: атомный номерРусское/английское названиеХимический символВалентность
одинВодородЧАС(-1), +1
дваГелий / Гелийэль0
3Литий / ЛитийЛи+1
4Бериллий / БериллийБыть+2
5БорБ-3, +3
6Углерод / УглеродС(+2), +4
7Азот / АзотСевер-3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5
восемьКислород / КислородЛИБО-два
девятьФтор / фторФ-1, (+1)
десятьНеон / неонК северо-востоку0
11НатрийН/Д+1
12Магний / МагнийМиллиграммы+2
тринадцатьАлюминийАлабама+3
14Кремний / КремнийДа-4, (+2), +4
пятнадцатьФосфор / ФосфорП-3, +1, +3, +5
шестнадцатьСераДа-2, +2, +4, +6
17Хлор / ХлорКл-1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7
ВосемнадцатьАргон / АргонАрканзас0
девятнадцатьКалий / КалийК+1
двадцатьКальций / КальцийКалифорния+2
21Скандий / СкандийЮжная Каролина+3
22Титан / ТитанТы+2, +3, +4
23Ванадий / ВанадийВ+2, +3, +4, +5
24Хром / хромКр+2, +3, +6
25Марганец / МарганецМиннесота+2, (+3), +4, (+6), +7
26Железо / ЖелезоВера+2, +3, (+4), (+6)
27Кобальт / КобальтКо+2, +3, (+4)
28Никель / никельНи один(+1), +2, (+3), (+4)
29МедьМедь+1, +2, (+3)
30Цинк / ЦинкЦинк+2
31Галлий / ГаллийГрузия(+2). +3
32Германий / германийGe-4, +2, +4
33Мышьяк / мышьякЧто-3, (+2), +3, +5
3. 4Селен / СеленЯ знаю-2, (+2), +4, +6
35Бром / БромРодной брат-1, +1, (+3), (+4), +5
36Криптон / КриптонКр0
37Рубидий / РубидийРуб+1
38Стронций / СтронцийМистер+2
39Иттрий / иттрийД+3
40Цирконий / ЦирконийZr(+2), (+3), +4
41Ниобий / ниобийNB(+2), +3, (+4), +5
42Молибден / молибденМесяц(+2), +3, (+4), (+5), +6
43Технеций / ТехнецийКТ+6
44Рутений / рутенийРу(+2), +3, +4, (+6), (+7), +8
Четыре пятьРодийRh(+2), (+3), +4, (+6)
46Палладий / ПалладийP.S+2, +4, (+6)
47Серебро / СереброСельское хозяйство+1, (+2), (+3)
48Кадмий / КадмийКомпакт диск(+1), +2
49Индийский / индийскийВ(+1), (+2), +3
50Олово / оловоДа+2, +4
51Сурьма / СурьмаСуббота-3, +3, (+4), +5
52Теллур / ТеллурийЧай-2, (+2), +4, +6
53Йод / ЙодЯ-1, +1, (+3), (+4), +5, +7
54Ксенон / ксенонХэ0
55Цезий / ЦезийCs+1
56Барий / барийЛицензия в письмах+2
57Лантан / ЛантанЛа+3
58Церий / ЦерийЕС+3, +4
59Празеодим / ПразеодимПиар+3
60Неодим / НеодимСеверная Дакота+3, +4
61Прометий / прометийВечера+3
62Самария / СамарийВЫ(+23
63Европий / европийЕвросоюз(+23
64Гадолиний / ГадолинийБог+3
шестьдесят пятьТербий / ТербийТуберкулез+3, +4
66Диспрозий / ДиспрозийДи+3
67Гольмий / ГольмийХо+3
68Эрбий / ЭрбийПривет+3
69Тулий / тулийТм(+23
70Иттербий / ИттербийУ б(+23
71Лютеций / ЛютецийМо+3
72Гафний / ГафнийВЧ+4
73Тантал / ТанталРезервная армия(+3), (+4), +5
74Вольфрам / ВольфрамВт(+2), (+3), (+4), (+5), +6
75Рений / РенийРе(-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7
76Осмий / ОсмийТы(+2), +3, +4, +6, +8
77Иридий / ИридийИдти(+1), (+2), +3, +4, +6
78Платина / ПлатинаПятно(+1), +2, (+3), +4, +6
79Золото / ЗолотоВот это да+1, (+2), +3
80Меркурий / МеркурийРтутного столба+1, +2
81Талия / ТаллийТ-л+1, (+2), +3
82Лид / ВедущийPb+2, +4
83Висмут / висмутБи(-3), (+2), +3, (+4), (+5)
84Полоний / полонийПочта(-2), +2, +4, (+6)
85Астатин / АстатинВнет данных
86Радон / РадонР-н0
87Франций / ФранцийПтнет данных
88Радиус / РадиусРа+2
89Актиний / АктинийПеременный ток+3
90Торий / торийЭль+4
91Проактиний / ПротактинийПенсильвания+5
92Уран / УранТы(+2), +3, +4, (+5), +6

Что не указано в таблице валентности, так это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.

Типы валентности
Постоянная (для металлов основных подгрупп)Переменная (для неметаллов и металлов второстепенных подгрупп)
Самый высокий (равный номеру группы)Наименьший (равный разнице между числом 8 и номером группы)

Знание валентности элементов необходимо для правильного составления химических формул соединений.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

ПредметыВаленсияПримеры подключения
Х, Ф, Ли, На, КЯH2, HF, Li2O, NaCl, KBr
О, Mg, Ca, Sr, Ba, ZnЯH2O, MgCl2, CaH2, SrBr2, BaO, ZnCl2
Б, АлВ третьихБКл3, АлБр3
С, даIVСО2, СН4, SiO2, SiCl4
МедьЯ, яCu2O, CuO
ВераII, IIIFeCl2, FeCl3
КрII, III, VICrCl2, CrCl3, CrO3
ДаII, IV, VIH2S, SO2, SO3
СеверIII, IVNH3, NH4Cl, HNO3
ПIII, ВРН3, Р2О5, Н3РО4
Sn,PbII, IVSnCl2, SnCl4, PbO, PbO2
Кл, брат, яI, III, V, VIIHCl, ClF3, BrF5, IF7

Белый фосфор

Получение этой аллотропной модификации фосфора можно назвать «фантастической случайностью». В конце XVII века немецкий алхимик Хеннинг Бранд работал над получением философского камня. Согласно легендам того времени, он обладал удивительными свойствами: превращал черные металлы в золото, даровал вечную жизнь и свободу. Выпаривая мочу, ученый получил сухой остаток. Поскольку это вещество светилось в темноте, Бранд решил, что это философский камень. Это был белый фосфор.

Рассмотрим свойства и строение этой аллотропной модификации фосфора. Это бесцветное или желтоватое кристаллическое вещество. Его твердость невелика: под водой белый фосфор можно резать ножом. Нерастворим в воде, плавится при 44 градусах Цельсия.

Эта аллотропная модификация фосфора отличается от всех других своей важной химической активностью. Уже при 40 градусах он вступает в реакцию с кислородом и воспламеняется. Эта форма самая ядовитая.

название аллотропной модификации фосфора

Желтый фосфор

Это вещество относится к группе высокотоксичных. Желтый фосфор называют сырым белым. Он легко воспламеняется на воздухе. При этом образуется ярко-зеленое пламя и выделяется большое количество едкого белого дыма. Поскольку желтый фосфор способен к самовозгоранию, его хранят и транспортируют только под слоем воды.

Красный фосфор

Аллотропные модификации фосфора могут переходить друг в друга. Для этого нужны определенные условия. Так, при длительном нагревании в условиях высокого давления и в присутствии углекислого газа белый фосфор становится красным. Эта реакция впервые была проведена в конце 19 века австрийским химиком Риттером Шреттером.

Красный фосфор химически менее активен. Это вещество растворяется только в расплавленных свинце и висмуте. Процесс воспламенения не происходит при повышении температуры. Красный фосфор превращается в пар, который затем становится белым. Но чтобы возник пожар, необходимо взбить или растереть это вещество.

Эта модификация менее ядовита, чем белая. Поэтому он широко используется в производстве спичек как основа вещества поверхности сетки коробки.

фосфор образует аллотропные модификации

Черный фосфор

Только в 20 веке стало известно, что фосфор образует аллотропные модификации, являющиеся его наиболее устойчивой и наименее активной формой. Это черный фосфор. На этот раз открытие принадлежало американскому физику Перси Бриджмену, лауреату Нобелевской премии. Но высокую награду он получил не за получение черного фосфора, а за создание устройства, способного создавать высокое атмосферное давление. Это было одним из условий, при которых красный фосфор становится черным.

Визуально эта модификация напоминает графит. Они представляют собой кристаллы черного цвета с металлическим блеском, жирные на ощупь, нерастворимые в воде и органических веществах. Это вещество плавится только при температуре 1000 градусов.

Оцените статью
Adblock
detector