Урок №36. Фосфор. Аллотропия фосфора. Свойства фосфора

АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА

Фосфор может существовать в виде большого числа аллотропных модификаций, в настоящее время их насчитывается 11, но все многообразие видов можно свести к трем: белый, красный и черный фосфор.

Наиболее распространен белый, или желтый, фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р4. Это очень реакционноспособное, мягкое воскообразное вещество бледно-желтого цвета, с неприятным чесночным запахом, растворимое в сероуглероде и бензоле, нерастворимое в жидкой воде, с водяным паром образует газовую смесь. Очень ядовито. Воспламеняется при трении, обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления. Температура плавления 44 °С. В лаборатории его хранят под слоем воды.

Название красный фосфор (атомная кристаллическая решётка) относится к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Красный фосфор, образующийся при нагревании белого до 320 °С без доступа воздуха, является рентгеноаморфным, при дальнейшем нагревании до 560 °С переходит в кристаллическое состояние за счет разрыва одной связи Р – Р в тетраэдре Р4 и дальнейшего связывания оставшихся групп в цепи, кольца и трубки. Такая полимеризация приводит к упрочнению связи Р – Р, увеличению плотности и температуры плавления до 600 °С и уменьшению реакционной способности. Красный фосфор менее активен, чем белый, нерастворим в воде и сероуглероде, не светится в темноте, абсолютно безвреден.

При повышенном давлении белый фосфор переходит в черный фосфор (атомная кристаллическая решётка). Это самая устойчивая модификация фосфора. Кристаллический черный фосфор тоже имеет несколько модификаций. Ромбическая модификация построена из гексагональных колец Р6, упакованных в слои, причем кольца не являются плоскими.

По внешним признакам черный фосфор напоминает металл, имеет металлический блеск, обладает электропроводностью, теплопроводностью, довольно твердый. Наименее активный из всех модификаций.

Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

 В природе фосфор встречается в виде двух аллотропных модификаций – белый фосфор и красный фосфор, которые резко различаются по физическим свойствам.

Смотрите эксперименты:

"Свечение белого фосфора в темноте"

"Превращение красного фосфора в белый"

Из-за большой химической активности фосфор в природе встречается только в виде соединений.

Нахождение в природе

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca3(РО4)2 хСаF2 и фосфатов Са3(РO4)2. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах - 0,27%.

Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове. Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруси и др. Большие месторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США. Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать достаточное количество соединений фосфора.

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·CaF2. В состав зубной эмали входит фторапатит. 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.

ТОКСИКОЛОГИЯ 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 сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + 5CO + 3CaSiO3

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO3 + 10C → P4 + 2H2O + 10CO

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Р – окислитель

1. С металлами — окислитель, образует фосфиды MexPy:

2P0 + 3Ca = Ca3P2-3

Опыт "Получение фосфида кальция"

2P + 3Mg = Mg3P2

Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина PH3.

Mg3P2 + 3H2SO4 (р - р) = 2PH3↑ + 3MgSO4

Na3P + 3H2O = PH3↑ + 3NaOH

Опыт "Гидролиз фосфида кальция"

Свойства фосфина:

• Окисляется в кислороде:

2PH3 + 4O2 = 3H2O + P2O5 или PH3 + 2O2 = H3PO4

• Взаимодействует с галогенводородными кислотами с образованием солей фосфония:

(PH4)nА – соль фосфония, здесь (РH4)+ – катион фосфония  

PH3 + HI = PH4I - йодид фосфония

PH3 + HCl = PH4Cl - хлорид фосфония

• Газ фосфин можно получить следующими способами:

1. Гидролизом фосфидов: 

Сa3P2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ca(OH)2

2. При взаимодействии фосфидов с минеральными кислотами: 

Сa3P2 + 6HCl = 2PH3↑ + 3CaCl2

3. Действием щёлочи на соль фосфония:

(PH4)nА + ЩЁЛОЧЬ = СОЛЬ + РH3↑ + H2O, 

так как гидроксид фосфония неустойчив распадается на фосфин и воду: PH4ОН ↔ РH3↑ + H2O

Р – восстановитель

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

"Горение фосфора в кислороде"

"Горение белого фосфора под водой"

"Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора"

4P + 5O2 = 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 = 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

2. С неметаллами — восстановитель:

2P + 3S = P2S3 

2P + 3Cl2 = 2PCl3 

! Не взаимодействует с водородом 

3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется 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 и сера, происходит воспламенение.

Происходит реакция:

P + KClO3 = KCl + P2O5

Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

№2. Осуществите превращения по схеме:

P → Ca3P2 → PH3 → P2O5

Для последней реакции PH3 → P2O5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:

Ca3(PO4)2 -> P -> P2O5

№4. расставьте коэффициенты: P + KOH + H2O = PH3 + KH2PO3

Это интересно:

Сатанинские огни

Светящийся монах

Рассказ о спичках

Чудеса без чудес