Фосфор элемент жизни и мысли реферат

Обновлено: 07.07.2024

Автор конспекта:
Автор(ы): — Петренко Елена

Регион: — Челябинская область

Характеристика конспекта:
Уровни образования: — основное общее образование

Класс(ы): — 8 класс

Целевая аудитория: — Учащийся (студент)

Тип ресурса: — проект

Краткое описание ресурса: —

Исследоваетельская работа на тему Фосфор — элемент жизни. Включает в себя основные сведения о фосфоре и опыты с красным фосфором.

реферативно-исследовательских работ для учащихся 1-8 класса

( секция естествознания, химия )

Фосфор – элемент жизни

Автор: Петренко Елена

Научный руководитель:

Малышева Нина Васильевна,

Учитель химии высшей категории

План

III.Химические свойства фосфора…………………………………… 8

IV.Биологическая роль соединений фосфора………………………9

I.Введение

Цели моего исследования:

Изучить физические свойства фосфора
Изучить химические свойства фосфора
Разобраться в правилах техники безопасности при работе с белым фосфором
Изучить воздействие фосфора на организм человека
Изучить применение фосфора в бытовой жизни человека

Объектом моего исследования является фосфор. Для изучения этого элемента я провела специальные опыты по переходу одного вида фосфора в другой.

Актуальность:Фосфор действительно является элементом жизни. Он содержится в костях человека, а так же в организмах животных и растений. При недостатке этого элемента у человека развиваются серьёзные заболевания. Ещё фосфор широко применяется на производстве. Я считаю, что каждому человеку необходимо знать о роли фосфора в жизни человека.

II.Фосфор

Фосфор (от греч. phosphoros — светоносный; лат. Phosphorus) — один из самых распространённых элементов земной коры. 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, ДНК), является элементом жизни.

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, черный 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.

1.Фосфор в периодической системе Д.И.Менделеева:

Неметалл
Символ — Р
Период – 3 - малый
Главная подгруппа Vгруппы
Порядковый номер 15
Валентные электроны 3s23p3
Валентность 3,5
Относительная электроотрицательность 2,1
Степень окисления в соединениях: +5, +4, +3, +1, -3, -2
Радиус атома 0,13 нм
Относительная атомная масса 30,97376
Имеет 6 искусственных изотопов
tпл. – 44,15ºС
tкип. – 276,85 ºС

3.Способ получения фосфора

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

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

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

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

4.Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество с температурой плавления 44,1 °С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (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). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Красный фосфор

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. 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.

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. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

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. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×105 Па.

Молекула чёрного фосфора построена из объёмных шестиугольников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои.

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.

5.Применение и роль фосфора

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 и сера, происходит воспламенение.

Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов (NPK), участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

III. Химические свойства фосфора

Фосфор легко окисляется кислородом:

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

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

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2P + 3Cl2 → 2PCl3.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

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

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

С водородом (H2) фосфор не реагирует. Соединение PH3 – газ фосфин получают из фосфидов.

Фосфин: бесцветный газ с резким запахом

плохо растворим в воде

воспламеняется в воздухе

IV. 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. 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.

1.В организме человека

Костная ткань (более 5000мг/100г сухого в-ва)

Ткани мозга (около 4000мг/100г сухого в-ва)

Мышцы (220-270мг/100г сухого в-ва)

2.В тканях растений

230-350мг/100г сухого в-ва

3.В тканях морских животных

400-1800мг/100г сухого в-ва

4.В тканях наземных животных

1700-4400мг/100г сухого в-ва

5. В организме бактерий

около 3000мг/100г сухого в-ва

При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей и остеопороз. Для поддержание кол-ва фосфора в организме нужно употреблять в пищу фосфоросодержащие продукты: сыр, мясо, рыба, яйца, зёрно бобовые культуры(горох, фасоль и др.)

При избытке фосфора происходит:

Вымывание кальция из костей
Воспаление слизистых оболочек верхних дыхательных путей
Токсический гепатит
Остеопороз
Ломкость
Омертвение костной ткани
Поражение сердечно-сосудистой системы
Поражение нервной системы

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 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 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 (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

V. Опыты

Опыт 1. Получение небольшого количества белого фосфора из красного. Опыт я проводила в пробирке длиной 17—20 см и диаметром 1,5 см в атмосфере углекислого газа.

В пробирку, которую я держу в вертикальном положении, вношу 0,3—0,5 г сухого красного фосфора таким образом, чтобы стенки пробирки оставались чистыми.

Пробирку неплотно закрываю резиновой пробкой с доходящей почти до дна стеклянной трубкой, по которой в пробирку поступает слабый ток углекислого газа. После наполнения пробирки углекислым газом я выдвигаю стеклянную трубку так, чтобы оставшийся в пробирке кончик трубки был не длиннее 5—6 см. Пробирку у самого отверстия я закрепляю в зажиме штатива в горизонтальном положении и слегка нагреваю ту ее часть, где находится фосфор. При этом наблюдаю испарение красного фосфора и осаждение капелек белого фосфора на холодных стенках пробирки.

Опыт 2. Получение серебра из остатков белого фосфора

После того как пробирка с фосфором остыла, я приливаю в пробирку нитрат серебра (АgNO3). Наблюдаю растворение белого фосфора и выпадение осадка металлического серебра.

Опыт 3. Горение красного фосфора в воздухе.

Для проведения этого опыта я налила в колбу небольшое количество воды, а затем прилила индикатор – лакмус. Далее я беру фосфор в выпарительную ложечку и нагреваю его над горелкой. Когда фосфор загорается, я опускаю его в колбу с водой, окрашенной лакмусом, но при этом не касаясь ложечкой с фосфором воды, и затыкаю её резиновой пробкой. Колба начинает заполняться белым дымом. После нескольких минут наблюдения я вытаскиваю и вода буквально тут же становится красной. Это значит, что вода в колбе превратилась в кислоту.

Опыт 4 . Горение красного фосфора в кислороде.

В колбу, наполненную кислородом, помещаю горящий красный фосфор. Наблюдаю яркое горение фосфора с выделением белого дыма оксида фосфора. Делаю вывод: скорость реакции горения в чистом кислороде больше, чем в воздухе, т.к. в воздухе кислорода содержится 21%.

Опыт 5. Получение меди из остатков белого фосфора

После повторного получения белого фосфора, я беру остывшую пробирку и приливаю в неё сульфат меди (CuSO4). Наблюдаю растворение белого фосфора и выпадение осадка металлической меди.

VI. Выводы

В ходе проведённых мною исследований я:

В ходе проведенных мною опытов я:

После проведенных мною исследований можно сделать вывод: фосфор – очень важный элемент нашей жизни: он содержится в наших костях, тканях и органах, его недостаток или избыток приводит к серьезным заболеваниям. Так же фосфор применяют в производстве удобрений, которые очень важны для жизнедеятельности растений..

Актуальность исследования. Прочитав известное высказывание академика А.Е. Ферсмана о фосфоре, я заинтересовался его ролью в человеческом организме. Почему он назван элементом жизни, влияет ли фосфор на умственные способности человека являясь элементом мысли? Может ли диета, богатая фосфором, повлиять на умственные способности человека? Эти и ряд других вопросов, ответы на которые интересуют меня с научных позиций, легли в основу моего исследования, актуальность которой обусловлена необходимостью выявления важнейшей роли фосфора как важного элемента жизни человека, при недостатке которого развиваются серьёзные нарушения, а также определения его значения в процессах обмена веществ живых организмов.

Гипотеза: фосфор-элемент необходимый организму для нормальной жизнедеятельности т.к. его соединения входят в состав костей, и стимулирует работу мозга.

Основная цель работы: с помощью опытов и исследований выявить наличие фосфора в животных организмах, подробно изучить значение фосфора в организме человека и доказать, что фосфор - элемент жизни и мысли. В соответствие с поставленной целью, были сформулированы следующие задачи исследования.

Задачи исследования:

Изучить литературу по теме исследования:

1. физические свойства аллотропных видоизменений фосфора;

2. химические свойства фосфора;

3. значение фосфора в организме человека;

2) Доказать важное значение фосфора в организме человека на примере опыта;

3) Проанализировать материал о дисбалансе фосфора в организме человека;

Методы исследования: эвристический, эксперимент, сравнение, анализ.

Структура работы включает:

1) Введение. В нем обосновывается актуальность выбранной темы, ставятся цели, задачи и методы исследования, выдвигается гипотеза;

2) 2-5 главы содержат информацию о способах получения фосфора и его основные свойства;

3) В 6-8 главах аргументы, доказывающие выдвинутую гипотезу.

Раздел 1. ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ И ПРОИСХОЖДЕНИЕ НАЗВАНИЯ

Фосфор-химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации-главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15.

Раздел 2. ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

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

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

РАЗДЕЛ 3. АЛЛОТРОПНЫЕ ВИДОИЗМЕНЕНИЯ4 H P O 3 + 10 C → P 4 + 2 H 2 O + 10 C O +10C\rightarrow P_+2H_O+10CO>>>

АЛЛОТРОПНЫЕ ВИДОИЗМЕНЕНИЯ ФОСФОРА.

Белый Желтый Красный Черный Металлический

Белый фосфор – это белое вещество, похожее на очищенный воск (имеет жёлтый оттенок). Белый фосфор ядовит (даже в малых дозах он может поразить кости и действует, как смертельный яд), легко режется ножом, имеет молекулярную кристаллическую решётку. Он очень активен, при взаимодействии с кислородом горит даже под водой, способен светиться бледно-зелёным цветом при медленном окислении кислородом даже при комнатной температуре. Формула белого фосфора P4.

Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. Желтый фосфор ядовит, способен самовозгораться, легко окисляется на воздухе. Для того чтобы потушить желтый фосфор используют воду в больших количествах для снижения температуры очага возгорания (т.к. желтый фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500°C). Для перевозки желтого фосфора его хранят под слоем воды.

Красный фосфор представляет собой полимер (полимер – это цепь, состоящая из многочисленных звеньев). Красный фосфор малорастворим в воде, растворить его возможно только в расплавленных металлах (свинец и висмут). По сравнению с белым фосфором он менее активен и ядовит. Красный фосфор имеет формулу Р_n.

Черный фосфор - это черное вещество с металлическом блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит. Черный фосфор не растворяется в воде и в органических растворителях, способен проводит электрический ток и является полупроводником.

Металлический фосфор образуется при повышении давления на черный фосфор. Металлический фосфор проводит электрический ток.

Дополнение: Белый фосфор термодинамически неустойчив и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор, а при нагревании красного фосфора образуются пары белого фосфора. При повышении давления на черный фосфор он превращается в металлический фосфор. С белого по металлический фосфор снижается химическая активность.

Раздел 4. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Раздел 5. 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 снижается. Он медленно окисляется кислородом воздуха, при комнатной температуре излучая видимый свет.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄=2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

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

Взаимодействует с галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина (РН₃):

Ca3P2 + 6HCL= 3CaCl2+2PH3;

С неметаллами — восстановитель:

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и ортофосфорной кислоты:

3P+ 8H2O= 2H3PO4+5H2 (условия: t=700-900°C; кат. Pt, Cu, Ti, Zn);

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Раздел 6. ДОКАЗАТЕЛЬСТВО ГИПОТЕЗЫ

Тело человека содержит в среднем около полутора килограммов элемента №15. Из этого количества 1,4 килограмма приходится на кости, около 130 граммов — на мышцы и 12 граммов — на нервы и мозг. Почти все важнейшие физиологические процессы, происходящие в нашем организме, связаны с превращениями фосфорорганических веществ. В состав костей фосфор входит главным образом в виде фосфата кальция. Зубная эмаль — это тоже соединение фосфора, которое по составу и кристаллическому строению соответствует важнейшему минералу фосфора апатиту Са₅(РO₄)₃ (F, CI), или Ca₅(PO₄)₃F

Для того, чтобы доказать наличие фосфора в животных организмах мы провели опыты: растворили в соляной кислоте кости животных, для нейтрализации избытка соляной кислоты добавили 10% раствор гидроксида натрия, pH раствора проверили универсальным индикатором. К полученному раствору добавили заранее приготовленный роданид железа(III) (красного цвета), раствор обесцветился, выпал осадок желтого цвета - фосфат железа (III).

Провели аналогичный опыт, но с азотной кислотой и прилили к полученному раствору нитрат серебра, выпал осадок желтого цвета - фосфат серебра.

Предполагаемая цепочка реакций:

H₃PO₄ FePO₄

H₃PO₄ Ag₃PO₄

2. H₃PO₄+Fe(SCN)₃=FePO₄ +3HSCN;

Получение Fe(SCN)3:

1. Ca₃(PO₄)₂+6HNO₃=2H₃PO₄+3Ca(NO₃)₂;

Содержание фосфора в костях составляет 90,8 %, 0,778 % фосфора приходится на нервы и зубы, 8,43% на мышцы. Исходя из полученных результатов, можно сделать вывод о том, что фосфор содержится в животных организмах.

Научные данные:

Фосфор входит в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК), белков, сахарофосфатов (фосфорных эфиров сахаров), АТФ - энергетическое вещество клетки.

Фосфор в организме человека:

1) Важен для хорошей работы сердца и почек (т.к. без фосфора не усваивается ниацин - витамин B3, который необходим для работы сердца и почек, обменных процессов, дыхания клеток, передачи нервных импульсов.);

2) Способствует росту и восстановлению организма;

3) Нормализует обмен веществ (т.к. участвует в метаболизме и синтезе белка, углеводов);

4) Является источником энергии (т.к. соединение фосфора в клетке-АТФ является источником энергии, благодаря АТФ происходят все процессы в клетке);

5) Способствует делению клеток (т.к. входит в состав белков, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, которые входят в состав мембран);

6) Участвует в регуляции нервной системы (т.к. способствует проведению импульса по нервным окончаниям и в то же время увеличивает межнейронную связь);

Дополнение: в яичном желтке и горьком шоколаде содержится вещество лецитин (более точное название фосфатдиетилхолин). Это вещество необходимо для синтеза нейромедиатора - ацетилхолина (вещество передающее нервные сигналы).

7) Укрепляет зубы и кости (т.к. фосфор содержится в зубной ткани и в костях в составе фосфата кальция);

8) В виде фосфорной кислоты он нужен для синтеза важных ферментов. Эти ферменты участвуют в важных химических реакциях организма человека.

9) Активизирует действие витамина D и витаминов группы B.

10) Содержание фосфора в продуктах питания необходимо для синтеза важных элементов, например, лецитина. Лецитин участвует в формировании оболочки клеток организма.

11) Фосфор присутствует в крови, он играет важную роль в поддержании кислотно – щелочного баланса. Некоторые соединения фосфора являются компонентами буферных систем. Так, фосфорная буферная система млекопитающих состоящая из гидрофосфатов и дигидрофосфатов, поддерживает рН внутриклеточной жидкости в пределах 6,9-7,4.

Дополнение: Фосфор в растениях составляет 0,1- 0,7% от массы их тела. Растения получают фосфор из почвы в виде солей корневым питанием (содержание фосфора в почве составляет 800мг/кг). Фосфор в растениях ускоряет созревание плодов, повышает холодостойкость растений.

Раздел 7. ПОСЛЕДСТВИЯ ДИСБАЛАНСА ФОСФОРА В ОРГАНИЗМЕ ЧЕЛЕВЕКА Дефицит фосфора.

Дефицит фосфора в организме человека-гипофосфатемия. При дефиците фосфора человек ощущает слабость, утомляемость, сниженный аппетит, боли в мышцах и костях, нарушение работы печени, всплески интеллектуальной активности, а потом нервное истощение (тормозится умственная активность), кровоизлияния в кожу, изменение в костной ткани (приводит к хрупкости костей), онемение ощущение покалывания.

Причины дефицита фосфора:

1) Несбалансированная диета;

2) Нарушение обмена веществ;

3) Некоторые хронические заболевания (к примеру, алкоголизм);

4) Дисбаланс некоторых веществ в организме;

5) Отравления (включая алкогольное и наркотическое отравление);

6) Повышенное поступление в организм соединений кальция, магния и алюминия;

7) Искусственное вскармливание грудных детей;

8) Из-за интоксикации, голодания.

Дополнение: При дефиците фосфора в растениях замедляется обмен веществ в клетке, образуются слабые корни, урожайность снижается, задерживается созревание плодов, происходит накопление антоцианина.

Избыток фосфора.

Избыток фосфора в организме человека - гиперфосфатемия.

При избытке фосфора может возникнуть почечнокаменная болезнь, поражается печень и кишечник, развивается лейкопения (уменьшается содержание лейкоцитов), появляется кровоизлияния и кровотечение и происходит нарушение работы нервной системы.

Излишнее количество фосфора в организме приводит к вытеснению кальция (костная ткань теряет кальций, и фосфаты откладываются в костях). Из-за потери кальция может произойти развитие остеопороза. При избытке фосфора всасывание магния нарушается (из-за этого могут быть, например, боли в спине, мигрени).

Избыток фосфора проявляет себя лишь тогда, когда наступают судороги, связанные с дефицитом кальция.

Причины избытка фосфора:

1) Злоупотребление сладкой газированной водой, белковыми продуктами, консервами;

2) Нарушение обмена веществ;

3) Употребление еды бедной по содержанию кальция и с большим количеством витамина D;

4) Заболевания, такие как почечная недостаточность и нарушение функции щитовидной железы могут стать причиной избытка фосфора в организме.

В организме наблюдается такая закономерность, что при избытке алюминия, магния и железа фосфор неэффективен, а при избытке фосфора теряется кальций. Стоит знать, что после 40 лет стоит есть больше овощей и молочных продуктов (т.к. лучше есть меньше мяса, чтобы не затруднять работу почек). Фосфор правильно работает в присутствии кальция и витамина D (кальция при этом должно быть вдвое больше). Усвоению этого элемента способствует витамины A, D, F, калий, железо, магний, кальций в сбалансированных количествах. При избытке фосфора следует принимать гидроокиси алюминия (т.к. она связывает фосфаты и замедляет их всасывание).

Раздел 8. ФОСФОР В ПИЩЕВЫХ ДОБАВКАХ

По мере развития химической промышленности в пищевые продукты стали добавлять различные фосфаты: фосфаты натрия Е 339, фосфаты калия Е340, кальция Е 341, аммония Е342, магния Е343 или фосфорную кислоту – Е 338. Такие добавки содержат газированные напитки, различные леденцы и жевательные резинки, колбасные изделия, сухое молоко и сливки и многое, многое другое. Попадая в организм, эти вещества не используются по назначению, а накапливаются в нем, нарушая обмен веществ, работу почек и разрушая суставы и соединительную ткань.

фосфор, мг /100 г

Используя различные источники информации, я изучил литературу по теме исследования. Ознакомился с физическими и химическими свойствами фосфора и его аллотропных модификаций. Особое внимание было уделено роли фосфора в организме человека. Я выяснил, что фосфор входит в состав твердых тканей (костей и зубов) организма, так же его соединения способствуют проведению нервных импульсов. Это подтверждает гипотезу о том, что фосфор является элементом жизни и мысли.

Кроме того, проанализировав современные данные, я убедился в исключительной важности фосфора, так как без фосфора невозможно движение. Ведь сокращение мышц происходит за счет работы фосфорных соединений. Процессы дыхания, являющиеся основными для живых существ, также не могут протекать без участия фосфорной кислоты, которая необходима для построения ферментов, регулирующих химические реакции, протекающие в клетках. Без фосфора не обходится обмен энергии: АТФ и креатинфосфат обеспечивают протекание всех необходимых процессов в клетках, тканях и мышцах.

Нуклеиновые кислоты, хранящие и передающие наследственную информацию, отвечающие за нормальное деление и рост клеток, тоже содержат в своем составе фосфор в виде остатков фосфорной кислоты.

Соединения фосфора участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса в организме, так как входят в состав крови и других жидкостей.

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ МАТЕРИАЛ

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ.

Фосфор широко используется в промышленности, сельском хозяйстве, и конечно, в медицине – на основе его соединений создаётся множество лекарств и лечебных материалов.

Черный фосфор применяют очень редко. Красный фосфор используют в производстве спичек (его вместе с тонким измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка и при трении спичечной головки, в состав которой входит хлорат калия (бертолетова соль) и сера происходит воспламенение).

Оксид фосфора (V) является осушителем газов и жидкостей, используется для производства фосфорной кислоты, применяется в производстве поверхностно-активных веществ, фосфатных стекол и др.

Фосфорная кислота применяется для получения фосфорных и комплексных удобрений, кормовых фосфатов, синтетических моющих средств и водоумягчающих средств. В металлообрабатывающей промышленности фосфорная кислота применяется для фосфатирования поверхности металлов, в текстильной – для обработки и крашения шерсти, натуральных и синтетических волокон. Фосфорная кислота также используется в медицине и пищевой промышленности.

Известны фосфорорганические соединения, которые применяются для уничтожения насекомых (например, дихлофос, карбофос, хлорофос). (Прилож. 1, стр. 16)

Белый фосфор применяется в ВПК, в производстве фосфорных боеприпасов (фосфорных боеприпасы - это тип зажигательных боеприпасов, снаряжённые белым фосфорам или зажигательными веществами на основе белого фосфора в смеси с другими веществами.). (Прилож.2, стр. 17)

В США был создан зажигательный фугас XM-54, снаряженный пластифицированным белым фосфором. В Федеральной Республике Германии были созданы зажигательно-дымовые патроны DM-24 и DM-34 снаряженные красным фосфором с добавлением порошкообразного магния.

В настоящее время все виды оружия, содержащие фосфор применять запрещено. Согласно Женевской конвенции о защите жертв войны 1949году и принятые в 1977 году дополнительные протоколы к ним гласят, что применение фосфорных боеприпасов запрещено, но несмотря на этот запрет, они применялись некоторыми странами. Фосфорные боеприпасы применялись в наше время, в ходе войны в Ираке, и в секторе Газа. Так же есть сведения о применении фосфора на Украине в 2014 году.

Фосфор-элемент необходимый организму для нормальной жизнедеятельности т.к. его соединения входят в состав костей, и стимулирует работу мозга.

Вложение	Размер
fosfor_.pptx	1.83 МБ

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Муниципальное общеобразовательное учреждение Рахмановская средняя общеобразовательная школа имени Е.Ф.Кошенкова Фосфор - элемент жизни и мысли

Актуальность исследования Почему он назван элементом жизни, влияет ли фосфор на умственные способности человека являясь элементом мысли? Может ли диета, богатая фосфором , повлиять на умственные способности человека? ГИПОТЕЗА Ф осфор -элемент необходимый организму для нормальной жизнедеятельности т.к. его соединения входят в состав костей, и стимулирует работу мозга.

Подробно изучить значение фосфора в организме человека и доказать, что фосфор - элемент жизни и мысли. ОСНОВНАЯ ЦЕЛЬ РАБОТЫ ЗАДАЧИ ИССЛЕДОВАНИЯ 1 . Изучить литературу по теме исследования. 2 . История открытия фосфора. 3 . Физические свойства аллотропных видоизменений фосфора. 4 . Химические свойства фосфора. 5 . Значение фосфора в организме человека.

ВВЕДЕНИЕ Элемент жизни и мысли - этим названием геохимик и минеролог, один из основоположников геохимии, академик Александр Евгеньевич Ферсман обозначил элемент фосфор, тем самым подчеркнув его совершенную необходимость для всего живого и для человеческого мозга, в частности.

Вспомним все, что мы знаем об элементе фосфоре, исходя из его положения в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева .

Аллотропные видоизменения фосфора КРАСНЫЙ И ФИОЛЕТОВЫЙ Русский учёный А.А.Мусин-Пушкин впервые получил его ещё в 1797 г. В некоторых книгах можно встретить утверждение, что красный и фиолетовый фосфор – одно и то же. Но эти разновидности отличаются не только цветом. Красный фосфор получается при нагревании белого в замкнутом объёме уже при 250 0 , а фиолетовый – только при 500 0 .

Аллотропные видоизменения фосфора Белый, Желтый , Красный ,Черный, Металлический Дополнение: Белый фосфор термодинамически неустойчив и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор, а при нагревании красного фосфора образуются пары белого фосфора. При повышении давления на черный фосфор он превращается в металлический фосфор. С белого по металлический фосфор снижается химическая активность.

Фосфор легко окисляется кислородом: 4P+5O 2 =2P 2 O 5 ( с избытком кислорода ) 4P+3O 2 =2P 2 O 3 ( при медленном окислении или при недостатке кислорода ) с металлами — окислитель, образует фосфиды: 2P+3Ca=Ca3P2 фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина (РН 3 ): Ca3P2+6H2O=2PH3+3Ca(OH)2 Ca3P2 + 6HCL= 3CaCl2+2PH3 С неметаллами — восстановитель: 2P+3S= P2S3 2P+5Cl2= 2PCL5 Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и ортофосфорной кислоты

ОПЫТ-ГОРЕНИЕ ФОСФОРА В КИСЛОРОДЕ И КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА ФОСФАТЫ Готовый раствор растворенной кости в соляной кислоте прибавили 10% раствор гидроксида натрия К полученному раствору добавили роданид железа ||| , выпал осадок желтого цвета - фосфат железа ||| Качественная реакция на фосфаты . Выпадение желтого осадка при приливании азотно - кислого серебра

Красный фосфор расплавили в пламени спиртовки Горение красного фосфора в чистом кислороде Растворение оксида фосфора I V в водном растворе В полученный раствор ортофосфорной кислоты добавили лакмусовую бумажку - она стала красной

ФОСФОР В ОРГАНИЗМЕ ЧЕЛОВЕКА Важен для хорошей работы сердца и почек Способствует росту и восстановлению организма Нормализует обмен веществ Является источником энергии Способствует делению клеток Участвует в регуляции нервной системы Укрепляет зубы и кости В виде фосфорной кислоты он нужен для синтеза важных ферментов. Эти ферменты участвуют в важных химических реакциях организма человека. Активизирует действие витамина D и витаминов группы B. Дополнение: в яичном желтке и горьком шоколаде содержится вещество лецитин. Это вещество необходимо для синтеза нейромедиатора - ацетилхолина (вещество передающее нервные сигналы).

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

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/см 3 . 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/см 3 . 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/см 3 .

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)),

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.

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

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:

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:

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:

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H₃ PO₃ . Безводная фосфористая кислота Н₃ РО₃ образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.

При нагревании безводной Н₃ РО₃ происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):

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 :

б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H₃ 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.

Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.

В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой:

Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р₄ О₁₀ и растворением последнего в воде. Производимая по данному методу фосфорная кислота характеризуется более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых).

Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, для приготовления реактивов, органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Очищенная фосфорная кислота нужна для приготовления фармацевтических препаратов, кормовых концентратов.

Фосфорная кислота не является сильной кислотой. Как трёхосновная кислота, в водном растворе диссоциирует ступенчато. Легче идет диссоциация по первой ступени.

1. H₃ PO₄ H + + (дигидрофосфат-ион);

2. H + + (гидрофосфат-ион);

3. H + + (фосфат-ион).

Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты:

H₃ PO₄ 3H + + .

Фосфорная кислота образует три ряда солей:

б) K₂ HPO₄ , CaHPO₄ – двухзамещённые, или гидрофосфаты;

Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную.

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.

При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:

Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.

в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H₄ P₂ O₆ .

H₄ P₂ O₆ – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается. При нагревании её растворов превращается в Н₃ РО₄ и Н₃ РО₃ .

Образуется при медленном окислении Н₃ РО₃ на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе.

г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H₃ PO₂ . Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула:

Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде.

Гипофосфиты и Н₃ РО₂ – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла:

2Ni 2+ + + 2H₂ O → Ni 0 + + 6H + .

Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой:

Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария.

Фосфин PH₃ – соединение фосфора с водородом – бесцветный газ с резким неприятным чесночным запахом, хорошо растворимый в воде (химически с ней не взаимодействует), очень ядовит. На воздухе чистый и сухой фосфин загорается при нагревании выше 100-140°С. Если фосфин содержит примеси дифосфина Р₂ Н₄ , он самовоспламеняется на воздухе.

При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например:

PH₃ + HCl = PH₄ Cl (хлорид фосфония).

Строение катиона фосфония [РН₄ ] + аналогично строению катиона аммония [NН₄ ] + .

Вода разлагает соли фосфония с образованием фосфина и галогеноводорода.

Фосфин может быть получен при взаимодействии фосфидов с водой:

И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды . Например, Ca₃ P₂ (фосфид кальция), Mg₃ P₂ (фосфид магния).

Глава III Фосфорные удобрения

Соединения фосфора, так же как и азота, постоянно претерпевают в природе превращения – совершается круговорот фосфора в природе. Растения извлекают из почвы фосфаты и превращают их в сложные фосфорсодержащие органические вещества. Эти вещества с растительной пищей попадают в организм животных – происходит образование белковых веществ нервной и мышечной тканей, фосфатов кальция в костях и пр. После отмирания животных и растений фосфорсодержащие соединения разлагаются под действием микроорганизмов. В итоге образуются фосфаты. Таким образом, завершается круговорот, выражаемый схемой:

Р (живых организмов) Р (почвы).

Этот круговорот нарушается при удалении соединений фосфора с урожаем сельскохозяйственных культур. Недостаток в почве фосфора практически не восполняется естественным путем. Поэтому необходимо вносить фосфорные удобрения.

Как вы знаете, минеральные удобрения бывают простыми и комплексными. К простым относят удобрения, содержащие один питательный элемент. Комплексные удобрения содержат несколько питательных элементов.

Как получают фосфорные удобрения в промышленности? Природные фосфаты в воде не растворяются, а в почвенных растворах малорастворимы и плохо усваиваются растениями. Переработка природных фосфатов в воднорастворимые соединения – задача химической промышленности. Содержание в удобрении питательного элемента фосфора оценивают содержанием оксида фосфора (V) Р₂ О₅ .

Основная составная часть фосфорных удобрений – дигидро- или гидрофосфаты кальция. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. К наиболее распространённым фосфорным удобрениям относятся:

Получается при измельчении фосфоритов Са₃ (РО₄ )₂ .

Фосфоритная мука может усваиваться только на подзолистых и торфяных почвах, содержащих органические кислоты.

2. Простой суперфосфат – серый мелкозернистый порошок. Содержит до 20% Р₂ О₅ .

Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой:

В этом случае получается смесь солей Са(Н₂ РО₄ )₂ и СаSО₄ , которая хорошо усваивается растениями на любой почве.

3. Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом).

Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО₄ и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р₂ О₅ ).

4. Преципитат – содержит 35-40% Р₂ О₅ .

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Применяется на кислых почвах.

5. Костная мука . Получается при обработке костей домашних животных, содержит Са₃ (РО₄ )₂ .

6. Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% К) и фосфор (до 58% Р₂ О₅ ) в виде NН₄ Н₂ РО₄ и (NН₄ )₂ НРО₄ . Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

И в заключении хотелось бы сказать биологическое значение фосфора. Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.

Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

Библиографический список:

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.

4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение, 1989. – 176 с.: ил.

6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.

Читайте также: