Фосфор — сообщение доклад по химии 9 класс

Инфоурок › Химия ›Презентации›Презентация по химии 9 класс по теме : » Фосфор и его соединения»

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд Описание слайда:

Да. Это была собака, огромная, черная, как смоль. Но такой собаки никто из нас, смертных, еще не видывал. Из ее пасти вырывалось пламя, глаза метали искры, по морде и загривку переливался  мерцающий огонь.

Ни в чьем воспаленном мозгу не могло бы возникнуть видение более страшное, более омерзительное, чем это адское существо, выскочившие на нас из тумана…Страшный пес величиной с молодую львицу.  Чудовище лежало перед нами… Его огромная пасть все еще светилась голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза обведены огненными кругами.

Я дотронулся до этой светящейся головы и, подняв руку, увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте». Узнали? Что же это за произведение? (Ответ учащихся)

2 слайд Описание слайда:

Это отрывок из произведения  Артура Конан  Дойля  “Собака Баскервилей». Назовите химический элемент, который замешан   в этой истории.

3 слайд Описание слайда:

Учитель биологии и химии Бородина О.В. МОУ г. Горловка Школа № 68

4 слайд Описание слайда:

Считается, что фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хеннинг Бранд. Он был разорившимся купцом и пытался разбогатеть с помощью алхимии. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», которая считалась основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей.

5 слайд Описание слайда:

Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное   масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка.

Шееле разработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

6 слайд Описание слайда:

Элемент VA группы имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p3. Фосфор – неметалл. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э2О5 и Э2О3 имеют кислотные свойства. Летучее водородное соединение – фосфин PH3.

7 слайд
8 слайд Описание слайда:

Признаки сравнения Белый Черный Красный Агрегатное состояние Цвет Температура плавления, 0С Свечение Растворимость Плотность (кгм3) Электропроводность Способы хранения

9 слайд Описание слайда:

Белый фосфор обладает молекулярной кристаллической решеткой; это вещество желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р4.На воздухе воспламеняется при 18ºС. При хранении на свету переходит в красный. В воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора – смертельная доза для человека.

10 слайд Описание слайда:

Противоядием при отравлении фосфором служит 2% раствор медного купороса, который следует давать больному через 5 минут по чайной ложке до появления рвоты.

Горящий фосфор не только причиняет очень сильные ожоги, но и вызывает отравление тканей, прилежащих к месту ожога, вследствие чего заживление идет крайне медленно.

При ожогах фосфором противоядием служит мокрая повязка, пропитанная 5% раствором медного купороса. В связи с тем, что белый фосфор легко окисляется и воспламеняется, его хранят под водой.

11 слайд Описание слайда:

Красный фосфор – порошок со слабо выраженной кристаллической структурой и поэтому названный аморфным, темно-красного цвета, имеет атомную решетку, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду), но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде. Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450ºС. В отличие от белого – не ядовит, запаха не имеет, воспламеняется при 250 — 300ºС.

12 слайд Описание слайда:

13 слайд Описание слайда:

Признаки сравнения Белый Черный Красный Агрегатное состояние Похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом, деформируется от небольших усилий Черные блестящие кристаллы, жирные на ощупь, весьма похожи на графит Полимер со сложной структурой, хрупкое твердое вещество Цвет Белый, из-за примесей может иметь желтоватый оттенок Черный с металлическим блеском От пупурно-красного до фиолетового Температура плавления, 0С 44,1 1000 500 Свечение Бледно-зеленое — — Растворимость В сероуглероде Не растворяется в воде и органических растворителях В расплавленных металлах (Рb, Вi) Плотность (кгм3) 1823 2690 2400 Электропроводность — Проводит — Способы хранения В специальных инертных средах, при отсутствии воздуха, под слоем очищенной воды Термодинамически стабильная и химически наименее активная форма Термодинамически стабильная модификация

14 слайд Описание слайда:

Фосфор — составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных — в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг – в костях, 130 г – в мышцах и 13 г в нервной ткани. Содержание фосфора в организме человека составляет приблизительно 1% от массы тела. Суточное потребление фосфора человеком – около 2 г.

15 слайд Описание слайда:

Из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Важнейшими минералами фосфора являются: Фосфорит Са3(РО4)2 Фторапатит Апатиты Хлорапатит Са3(РО4)2•СаF2 Са3(РО4)2•СаCl2

16 слайд Описание слайда:

Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау.

17 слайд Описание слайда:

Фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C=3CaSiO3+5CO+P2 Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4. Печь для добывания фосфора

18 слайд Описание слайда:

В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного. Белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240ºС. При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

19 слайд Описание слайда:

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства. 1. С кислородом.

4P + 3O2(недостат) → 2P2O3 (P4O6) 4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

20 слайд Описание слайда:

2. С галогенами. С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично. Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно получается хлорид фосфора (III). 4P + 6Cl2(недостат) → 4PCl3 4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

21 слайд Описание слайда:

3. С серой при нагревании. 4P + 6S → 2P2S3 4P + 10S → 2P2S5 4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2 Фосфиды металлов легко гидролизуются водой. Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 ↑+ 3Ca(OH)2

22 слайд Описание слайда:

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800ºС в присутствии катализатора – порошка меди: 2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2↑ 6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор: t 2P + 5H2SO4(к) → 5SO2↑ + 2H3PO4 + 2H2O 7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор t P + 5HNO3(к) → 5NO2↑ + H3PO4 + H2O 3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO↑ + 3H3PO4

23 слайд Описание слайда:

Фосфор в степени окисления -3 образует водородное соединение фосфин PH3, аналогичное аммиаку. Эта степень окисления менее характерна для фосфора, чем для азота. Фосфин – ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинка действием кислот или воды: Zn3P2 + 6HCl  2PH3 + 3ZnCl2 Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака: PH3 + HCl  PH4Cl

24 слайд Описание слайда:

Соли фосфония в водных растворах неустойчивы: PH4+ + H2O  PH3 + H3O+ Фосфин имеет восстановительные свойства (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе (самовоспламеняется): 2PH3 + 4O2  P2O5 + 3H2O или PH3 + 2O2  H3PO4 Фосфин окисляется очень многими окислителями PH3 + 8HNO3(к) → 8NO2↑ + H3PO4 + 4H2O Фосфид цинка используется в качестве зооцида для борьбы с грызунами.

25 слайд Описание слайда:

Оксид фосфора(V) P2O5 (или P4O10) образуется при горении фосфора на воздухе. 4Р + 5О2  2Р2О5 Твердое кристаллическое вещество Р2О5 гигроскопично и используется как водоотнимающее средство.

26 слайд Описание слайда:

 Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

27 слайд Описание слайда:

28 слайд Описание слайда:

или при нагревании ортофосфорную кислоту Н3РО4. P2O5 + 3H2O  2H3PO4 2. Как кислотный оксид, вступает в реакции с основными оксидами: P2O5 + 3CaO → Ca3(PO4)2 3. С щелочами: P2O5 +3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 3H2O

29 слайд Описание слайда:

В промышленности фосфорную кислоту получают действием серной кислоты на фосфорит: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  3CaSO4 + 2H3PO4 Ортофосфорная кислота представляет собой кристаллическое вещество (tпл = 42ºС), растворимое в воде. Как трехосновная кислота средней силы диссоциирует ступенчато. Она вступает во многие реакции, характерные для кислот.

30 слайд Описание слайда:

 В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

31 слайд Описание слайда:

1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:                                            P2O5 + 3H2O = 2H3PO4    (t˚C) 2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата  кальция с серной кислотой при нагревании:       Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C) 3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой                             3P + 5HNO3+ 2H2O =  3H3PO4+ 5NO

32 слайд Описание слайда:

1.С металлами, стоящими в ряду напряжения металлов до водорода: 3Mg + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2↑ 2.С основными оксидами: 3CaO + 2H3PO4  Сa3(PO4)2 + 3H2O 3.С основаниями и аммиаком: H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + NH3 → (NH4)2HPO4

33 слайд Описание слайда:

4.С солями слабых кислот: 2H3PO4 + 3Na2CO3 → 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2↑ 5.При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту: t 2H3PO4 → H4P2O7 + H2O t дифосфорная кислота H4P2O7 → 2HPO3 + H2O метафосфорная кислота

34 слайд Описание слайда:

6. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный: 7Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-(дигидроортофосфат-ион) H2PO4- ↔ H+ + HPO42-(гидроортофосфат-ион) HPO42- ↔ H+ + PO43-(ортофосфат-ион)

35 слайд Описание слайда:

6.При действии раствора нитрата серебра появляется желтый осадок: H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3 желтый осадок Это качественная реакция на фосфорную кислоты и её соли – фосфаты.

36 слайд Описание слайда:

37 слайд
38 слайд Описание слайда:

Около 80%  от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей. Полифосфат натрия

39 слайд Описание слайда:

Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора – были созданы лишь 1827 г. Такие спички загорались при трении о любую поверхность, что нередко приводило к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит.

Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день.

Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века.

40 слайд Описание слайда:

Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется.

41 слайд Описание слайда:

Интересны и другие применения ортофосфорной кислоты в промышленности. Например, было замечено, что пропитка древесины самой кислотой и ее солями делают дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы.

42 слайд Описание слайда:

Осуществите превращения по схеме: Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2 Назовите вещества Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с: 1. калием 2. оксидом калия 3. гидроксидом калия 4. сульфитом калия

Скрыть

Важно! Узнайте, чем закончилась проверка учебного центра «Инфоурок»?

Проверен экспертом

Общая информация

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Источник: https://infourok.ru/prezentaciya-po-himii-klass-po-teme-fosfor-i-ego-soedineniya-3539985.html

Фосфор: физические и химические свойства

История открытия фосфора

Физические свойства фосфора

Химические свойства фосфора

Применение фосфора

Получения фосфора

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Фосфор для ребенка

Продукты, содержащие фосфор

Суточная норма фосфора

Недостаток (дефицит) фосфора в организме

Избыток фосфора в организме и симптомы отравления им

Фосфор, видео

Каждый человек знаком с 15 элементом таблицы Менделеева – фосфором, ведь каждый в своей жизни хотя бы раз пользовался спичками, имеющими фосфор в своем составе. Более того, все люди содержат фосфор в своем организме, не в чистом виде, разумеется, а в виде химических соединений, но тем не менее. Особенно много фосфора находится в наших костях и зубах, чей химический состав почти полностью совпадает с формулой минерала фосфорита Ca3(PO4)2.Также фосфорсодержащие белки находятся в наших мышцах, нервах и мозговой ткани, именно поэтому фосфор особенно полезен для мозга. О физических и химических свойствах этого важного химического элемента, о его применении и влиянии на человека читайте далее.

История открытия фосфора

В 1669 гамбургский купец и по совместительству алхимик Хенниг Брандт в очередной раз пытался осуществить мечту всех средневековых алхимиков – найти легендарный философский камень, якобы превращающий все металлы в золото и дарующий бессмертие.

Увы, философский камень и в этот раз найти не удалось, но, тем не менее, Хеннигу посчастливилось сделать другое не менее важное открытие в химии. На этот раз в качестве эксперимента немецкий алхимик решил выпаривать воду из… человеческой мочи.

В результате череды сложных химических манипуляций над собственной мочой в реторте у алхимика образовалось неведомое до того светящееся вещество – фосфор.

К слову, само слово «фосфор» с древнегреческого переводится как «несущий свет». Именно такое название он получил за свою удивительную способность светиться в темноте.

Первооткрыватель фосфора алхимик Хенниг Брандт быстро понял свою выгоду от этого открытия и за большие деньги показывал светящийся фосфор разным знатным и богатым господам, нажив при этом большое состояние (развлечений в то время в Европе было не так уж и много, так что научно-популярные представления предприимчивого алхимика пользовались большим спросом).

Впрочем, Хенинг Брандт был не первым, кто добыл фосфор опытным путем. Еще до него, в XII веке это удалось сделать арабскому алхимику Алхиду Бехилу, все также благодаря химическим манипуляциям с мочой и глиной, но его открытие затерялось, и именно повторное открытие фосфора немецким алхимиком принесло широкую популярность этому химическому элементу.

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

Физические свойства фосфора

Как и азот, фосфор способен образовывать двухатомные молекулы Р2.. Однако подобные молекулы фосфора могут быть устойчивыми лишь при очень высокой температуре – около 1000 С.

В обычных же условиях атомы фосфора соединяются в молекулы других составов. Например, белый фосфор состоит из четырехатомных молекул Р4.

Между собой атомы белого фосфора соединены в виде простейшего многогранника тетраэдра.

Так схематически выглядит строение молекулы белого фосфора, состоящей из четырех атомов.

Сам белый фосфор являет собой практически бесцветное твердокристаллическое вещество, моментально окисляемое кислородом воздуха, при этом во время окисления фосфора идет дым, а в воздухе появляется явный чесночный запах. Своим внешним видом белый фосфор похож на воск, такой же мягкий и легкоплавкий, при этом светится в темноте и является чрезвычайно опасным, так как очень ядовит и огнеопасен.

Помимо белого фосфора физики также различают красный фосфор, черный фосфор, желтый фосфор и металлический фосфор, каждый из них имеет свои особенные физические свойства.

Так если белый фосфор нагревать до температуры 300 С без доступа воздуха и в присутствии катализаторов (ими может быть йод или натрий), то он превратится в красный фосфор. В отличие от белого фосфора его красный собрат не светится в темноте и не является ядовитым и опасным, к слову именно его используют при производстве спичек.

Красный фосфор это аморфное вещество, состоящее из полимерных молекул Px, он нерастворим в воде и других органических растворителях, а при нагревании без доступа воздуха не возгорается.

Если белый фосфор поместить под очень большое давление (в сотни атмосфер) то из него получится черный фосфор, который своими свойствами напоминает металл: он блестит и проводит электрический ток.

Если еще больше увеличить давление, то черный фосфор превратится в металлический, его кристаллическая решетка будет такой же плотной как у металлов.

Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Так выглядят разные виды фосфора.

Хотя фосфор и является одним из самых распространенных химических элементов на нашей планете, в чистом виде в природных условиях его не бывает, добыть чистый фосфор возможно лишь в химической лаборатории.

Однако фосфор входит в состав многих важных химических и биологических соединений: фосфолипидов, фосфидов (соединения фосфора и металлов), фосфинов (соединений водорода с фосфором), фосфорной кислоты и так далее.

Химические свойства фосфора

Как мы писали выше, фосфор занимает 15 место в периодической таблице Менделеева и входит в одну группу с азотом, мышьяком и сурьмой. Хотя на валентном уровне он и имеет целых 5 электронов, однако 5 связей образуются довольно редко.

Фосфор – очень химически активный элемент, особенно белый фосфор. Как следствие он может вступать в самые разнообразные химические реакции, выступая как в качестве окислителя (с элементами, расположенными ниже и левее в таблице Менделеева), так и восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее в таблице Менделеева).

• При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:
• 4P +3O2 > 2P2O3
• 4P + 5O2 > 2P2O5
• При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5:
• 2P + 3Cl2 > 2PCl3
• 2P + 5Cl2 > 2PCl5
• При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
• 2P + 3S > P2S3
• 2P + 5S > P2S5
• При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
• Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
• 2P + 3Ca > Ca3P2
• 2P + 3Mg > Mg3P2

Применение фосфора

Научившись добывать фосфор в чистом виде человек нашел ему самое разнообразное применение, причем не только созидательное, но порой и очень разрушительное. Так еще во время первой мировой войны немецкими химиками был использован желтый фосфор в качестве начинки зажигательных боеприпасов и отравляющих газов.

Впоследствии применение таких газов на поле боя было запрещено Женевской конвенцией. Увы, такая наша глупая человеческая природа – использовать научные открытия в разрушительных целях, как впрочем, и открытие энергии расщепления атома было применено для создания атомной бомбы, и лишь потом для атомной энергетики.

Но вернемся к фосфору, в мирных целях этот химический элемент активно используется в сельском хозяйстве для создания эффективных удобрений для растений. Фосфор входит в состав некоторых лекарственных препаратов, к примеру, в антибиотик фосфомицин, в состав моющих средств, наконец, из безопасного красного фосфора делают спички.

Фосфор имеет свое применение и в металлургии, в качестве сверхпрочных и антикоррозийных покрытий (черный и металлический фосфор). А многие фосфиды (соединения фосфора и металлов) обладают отличными полупроводниковыми свойствами и активно задействуются в микроэлектронике.

Получения фосфора

Для получения белого фосфора в чистом виде химики прокалывают природные фосфаты вместе с коксом и песком в электрической печи. Впрочем, вместо фосфатов можно использовать и другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту. Красный и черный фосфор получают уже из белого фосфора путем разных манипуляций над последним (нагревание, увеличение давления).

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Теперь давайте ответим на вопрос, какая роль фосфора в организме человека. А она очень большая, так как фосфор принимает участие во всех обменных процессах, происходящих в нашем организме.

Основная масса фосфора находится в костях и зубах.

Совместно с кальцием фосфор формирует правильную структуру костной ткани, и если пропорция содержания кальция и фосфора будет нарушена, то кости могут стать хрупкими, увеличится риск переломов.

Помимо костей и зубов фосфор имеет влияние и на самое главное – мыслительное деятельность человека, ведь он содержится в нашей мозговой ткани и нервах.

Наконец фосфор входит в состав ДНК и РНК, участвует в ферментивных процессах, поддерживающих кислотно-щелочной баланс в организме.

Фосфор для ребенка

Особенно необходим фосфор для растущего детского организма, ведь у ребенка идет активное формирование костей скелета, развиваются клетки головного мозга. Поэтому очень важно чтобы малыш получал фосфор в необходимых количествах и при этом регулярно, ведь значительная его часть вымывается из организма с мочой.

Поэтому важно знать, какие продукты содержат фосфор.

Продукты, содержащие фосфор

К счастью фосфор содержится во многих доступных продуктах питания: орехах, морепродуктах (особенно в рыбе), в сыре, капусте, моркови, чесноке, куриных яйцах (особенно в желтке). Особенно много фосфора имеется в яблоках, грецких орехах, говяжьей печени, гречке и икре рыб семейства осетровых.

Теперь вы знаете, какие продукты могут увеличить содержание фосфора в вашем организме и организме ваших детей.

Суточная норма фосфора

Суточная норма фосфора для взрослого человека составляет 1200-1600 мг. Также стоит учесть, что для людей занимающихся интенсивными физическими нагрузками, а также для беременных и кормящих матерей суточная норма фосфора выше и составляет приблизительно 3000-3800 мг.

Детям требуется от 300 до 1800 мг фосфора каждый день, в зависимости от их возраста.

Недостаток (дефицит) фосфора в организме

Недостаток или дефицит фосфора в человеческом организме может быть обусловлен разными причинами:

• приемом некоторых лекарств, которые понижают кислотность,
• диетами с пониженным содержанием белков,
• алкогольными или наркотическими зависимостями,
• эндокринными заболеваниями,
• заболеваниями почек.

Симптомами недостатка фосфора является общее недомогание, слабость, апатичность, депрессия, физическое и умственное истощение. Если у вас проявляются эти симптомы, то лучше чем скорее обратится к врачу, чтобы он прописал вам правильное лечение.

Избыток фосфора в организме и симптомы отравления им

Избыток фосфора в человеческом организме может быть столь же вредным, как и его недостаток. Обычно причиной избытка фосфора является злоупотребление человеком мясной пищей.

Когда фосфора становится слишком много, нарушается его пропорция содержания с кальцием.

Кальция становится меньше чем нужно, его вытесняет фосфор, от чего кости человека становятся более хрупкими, может возникнуть остеопороз (снижение плотности костей, повышение их хрупкости).

Также переизбыток фосфора может привести к возникновению проблем с зубами, нарушению работы нервной системы, почек и щитовидных желез. Чтобы предотвратить все это важно вести здоровый образ жизни, правильно питаться (не одним лишь хлебом и мясом, а обязательно фруктами, овощами), избегать вредных привычек.

Фосфор, видео

И в завершение, образовательное видео по теме нашей статьи.

При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту [email protected] или в Фейсбук, с уважением автор.

Источник: https://www.poznavayka.org/himiya/fosfor/

Фосфор и его соединения

Фосфор и его соединения

Фосфор, как и азот – элемент V A группы. Значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов. Атом фосфора в соединениях может проявлять различные степени окисления: от -3 до +5. Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. Фосфор чаще проявляет в соединениях степень окисления +5. 

В природе фосфор встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция – Ca3(PO4)2.

Часть фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой тканях.

В виде производной фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот – ДНК и РНК, осуществляющих передачу наследственных свойств организма.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ – аденозинтрифосфорная кислота.

• Фосфор был открыт немецким алхимиком Брандом в 1669 году и получил своё название за  способность светиться в темноте (от греческого фосфор – светоносный).
•  
• Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению, физическим свойствам и химической активности.

Белый фосфор состоит из молекул P4, имеющих форму тэтраэдра. Молекулярное строение этого вещества обуславливает его легкоплавкость и летучесть. Этот фосфор не растворим в воде, но хорошо растворим в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.

Белый фосфор очень ядовит. Он светится в темноте и его хранят под водой.

Красный фосфор имеет атомную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими  атомами ковалентными связями. При нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор.

        

Красный фосфор – порошок тёмно-красного цвета, он неядовит, не растворяется ни в каких растворителях, нелетуч и в химическом отношении менее активен, чем белый.

При нагревании под давлением, белый фосфор переходит в чёрный, который имеет атомную кристаллическую решетку. Чёрный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит. По внешнему виду он похож на графит и жирен на ощупь.

При взаимодействии с кислородом фосфор проявляет восстановительные свойства, а в реакциях с металлами – окислительные. В реакциях фосфора с металлами образуются соединения – фосфиды. Например, в реакции  с фосфором образуется фосфид кальция.

В этой реакции кальций повышает свою степень окисления с 0  до +2, а фосфор понижает с 0 до -3. Каждый атом кальция отдаёт по 6 электронов молекуле фосфора. При этом кальция является восстановителем, а фосфор – окислителем.

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. При этом образуется оксид фосфора (V).

В этой реакции фосфор повышает свою степень окисления с 0 до +5, а кислород понижает с 0 до -2. Фосфор выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя.

С водородом фосфор не реагирует, но его водородное соединение – фосфин – PH3  можно получить из фосфидов действием на них кислот. Например, при взаимодействии фосфида кальция с соляной кислотой образуется соль – хлорид кальция и фосфин.

Фосфин – это ядовитый газ с неприятным запахом. Он легко воспламеняется на воздухе.

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина и других соединений фосфора с водородом.

Эти газообразные вещества образуются при разложении органических соединений, содержащих фосфор.

На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта взаимодействия оксида фосфора (V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения».

1. Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая идёт на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животных, его применяют для производства ядохимикатов.
2. Фосфор образует оксид фосфора (V) и оксид фосфора (III), а также кислородсодержащие кислоты, среди которых наиболее важное промышленное применение находит фосфорная кислота.
3. Оксид фосфора (V) образуется при сгорании фосфора в кислороде.
4. При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III).

Оксид фосфора (V) представляет собой белый порошок, энергично поглощает пары воды из воздуха и постепенно превращается в прозрачную расплывшуюся массу.

Благодаря этому свойству оксид фосфора (V) способен отнимать воду и у других веществ. Поэтому он широко используется как осушитель.

Многие органические вещества обугливаются при действии на них этого оксида, кроме того, при попадании на кожу он может вызвать сильные ожоги.

Так, в реакции оксида фосфора (V)  с оксидом кальция образуется соль – фосфат кальция. В реакции оксида фосфора (V)  с гидроксидом натрия образуется соль – фосфат натрия и вода.

• При взаимодействии оксида фосфора (V)  с избытком воды образуется фосфорная кислота.

Фосфорная кислота представляет собой твёрдое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях.

Это слабая кислота, поэтому в водном растворе диссоциирует ступенчато: на первой ступени образуется катион водорода и дигидрофосфат-ион, на второй ступени опять образуется катион водорода и гидрофосфат-ион, а на третьей ступени образуется катион водорода и фосфат-ион.

Фосфорная кислота проявляет свойства, характерные для кислот. Она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода. Например, в реакции фосфорной кислоты с цинком, образуется соль – дигидрофосфат цинка и выделяется газ – водород.

Фосфорная кислота вступает во взаимодействие с основными оксидами. Так в реакции оксида лития с фосфорной кислотой образуется соль – фосфат лития и вода.

Фосфорная кислота реагирует и с основаниями. В реакции гидроксида натрия с фосфорной кислотой образуется соль – фосфат натрия и вода.

Фосфорная кислота – трёхосновная кислота, поэтому она может образовывать кроме средних солей кислые соли.

Например, Ca3(PO4)2– средняя соль, она называется фосфат кальция, CaHPO4 – кислая соль и называется гидрофосфат кальция, Ca(H2PO4)2 тоже кислая соль и называется дигидрофосфат кальция.

Фосфаты всех металлов в воде нерастворимы (исключение – фосфаты щелочных металлов), дигидрофосфаты всех металлов хорошо растворимы, а гидрофосфаты занимают промежуточное положение.

Качественной реакцией на фосфат-ион является реакция с нитратом серебра, при этом образуется фосфат серебра (I) – осадок жёлтого цвета и соль – нитрат натрия.

Фосфорная кислота используется как катализатор в органическом синтезе, для производства кормовых добавок, придании кисловатого вкуса безалкогольным напиткам, осветления сахара.

Но основная часть фосфорной кислоты расходуется на производство фосфатов, использующихся в качестве минеральных удобрений.

Фосфаты применяются и в медицине, для пропитки тканей, древесины и пластмасс с целью придания им огнестойкости, также при производстве стиральных порошков.

Таким образом, фосфор является элементом V Aгруппы. На внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов, для него характерны степени окисления от -3 до +5, но наиболее типична +5. В природе он встречается в виде соединений – фосфоритов и апатитов.

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и чёрный фосфор. Наиболее распространёнными соединениями фосфора являются – оксид фосфора (III), оксид фосфора (V), фосфин и фосфорная кислота.

В реакциях с металлами фосфор проявляет окислительные свойства, а в реакции с кислородом – восстановительные. Фосфорная кислота – трёхосновная кислота, которая образует три вида солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты.

Качественным реактивом на фосфат-ион является нитрат серебра один, потому что в результате взаимодействия образуется осадок жёлтого цвета. Фосфор и его соединения имею большое значение в химической промышленности.

Источник: https://videouroki.net/video/25-fosfor-i-iegho-soiedinieniia.html

Фосфор — урок. Химия, 8–9 класс

Фосфор — химический элемент № (15). Он расположен в VА группе Периодической системы.

P15+15)2e)8e)5e

На внешнем слое атома фосфора содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом фосфор проявляет степень окисления (–3), а при взаимодействии с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором и другими — положительные степени окисления ( +3) или (+5).

В атоме фосфора больше электронных слоёв по сравнению с атомом азота, поэтому его электроотрицательность, окислительные и неметаллические свойства выражены слабее.

В земной коре фосфор находится в виде фосфатов. Чаще встречается фосфат кальция Ca3(PO4)2.

Химическому элементу фосфору характерна аллотропия. Он образует несколько простых веществ, отличающихся строением.

Белый фосфор состоит из четырёхатомных молекул P4.

Он представляет собой белое (с жёлтым оттенком), похожее на воск вещество, которое светится в темноте из-за окисления кислородом воздуха.

Как все молекулярные соединения, белый фосфор летуч. Он имеет чесночный запах. Не растворяется в воде, но растворяется в сероуглероде. Белый фосфор очень ядовит. В порошкообразном состоянии может самовоспламеняться. Хранят его под водой.

Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решётку.

Красный фосфор представляет собой порошок и по своим свойствам резко отличается от белого. Он не имеет запаха, не растворяется в воде и в сероуглероде. Неядовит. Активность красного фосфора ниже, чем белого.

Аллотропные модификации фосфора взаимопревращаемы. Белый фосфор превращается в красный на свету или при длительном нагревании без доступа воздуха. Красный фосфор при сильном нагревании и охлаждении паров превращается в белый.

Химические свойства разных аллотропных модификаций фосфора похожи. Белый фосфор более активен и вступает в реакции легче.

• Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с активными металлами:
• Полученные соединения называются фосфидами (Na3P — фосфид натрия).
• В отличие от азота фосфор не соединяется с водородом.

Восстановительные свойства фосфор проявляет в реакции с кислородом. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный загорается при нагревании. При этом образуется густой белый дым оксида фосфора(V):

4P0+5O20=t2P2+5O5−2.

Красный фосфор используется при изготовлении  спичек.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/fosfor-i-ego-soedineniia-163104/re-c8a737b1-f108-48c4-886a-b61b2d1ba1cf

Фосфор

Реферат на тему «Фосфор»

Распространенность в природе

Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,08%.

Важнейшими минералами фосфора, встречающимися в природе, являются фторапатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2.

Свойства

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые заметно различаются по свойствам. Белый фосфор — мягкое кристаллическое вещество.

Состоит из молекул P4. Плавится при температуре 44,1°С.

Очень хорошо растворим в сероуглероде CS2. Черезвычайно ядовит и легко загорается.

При нагревании белого фосфора образуется Красный фосфор. Он представляет собой смесь нескольких модификаций, которые имеют различную длину молекул. Цвет красного фосфора в зависимости от способа  и условий получения может меняться от светло-красного до фиолетового и темно-коричневого. Температура его плавления 585-600°.

Черный фосфор — наиболее устойчивая модификация. По внешнему виду он похож на графит. В отличие от белого фосфора красный и черный фосфор не растворяются в сероуглероде, они не ядовиты и не огнеопасны.

Фосфор химически более активен, чем азот. Химическая активность фосфора зависит от аллотропной модификации, в которой он находится. Так, наиболее активен белый фосфор, а наимнее активен черный фосфор.

В уравнениях химических реакций белый фосфор обычно записывают формулой P4, которая соответствует составу его молекул. Красная и черная модификации фосфора обычно записываются формулой P. Этот же символ используют, если модификация неизвестна или может быть любой.

1. Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами. Фосфор может реагировать со многими неметаллами: кислородом, серой, галогенами,  с водородом фосфор не реагирует.

2. Взаимодействие с металлами. При нагревании фосфора с металлами образуются фосфиды: 3Mg + 2P = Mg3P2

Фосфиды некоторых металлов могут разлагаться водой с образованием газообразного фосфина PH3: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3

Фосфин PH3 по химическим свойствам похож на аммиак NH3.

3. Взаимодействие со щелочами. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует:

0                                      -3                    +1

P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

Получение.

Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca3(PO4)2, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления Ca3(PO4)2 до фосфора.

В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок SiO2. Процесс проводят в электопечах (производство относят к электротермическим).

Реакция протекает по уравнению: 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + P4 + 10CO

Продукт реакции — белый фосфор. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.

Фосфорные удобрения

Фосфор, так же как и азот, является важным элементом для обеспечения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфор из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, периодически добавляя фосфорные удобрения. Фосфорные удобрения производят из фосфата кальция, который входит в состав природных фосфоритов и фторапатитов.

Простейшее фосфорное удобрение — фосфоритная мука представляет собой перемолотый фосфорит Ca3(PO4)2. Это удобрение труднорастворимо,  оно может усваиваться растениями только на кислых почвах.

Кроме основного компонента суперфосфат содержит до 50% сульфата кальция, который является балластом.

Для повышения содержания фосфора в удобрении проводят обработку фосфорита фосфорной кислотой: Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

Получаемое удобрение называется двойным суперфосфатом. Еще одно фосфорное удобрение с высоким содержанием фосфора — преципитат CaHPO4·2H2O.

Высококонцентрированные фосфорные удобрения приготавливают на основе суперфосфорной кислоты — смеси полифосфорных кислот H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13 и др. Эти кислоты образуются при нагреавнии фосфорной кислоты H3PO4 в вакууме.

При взаимодействии полифосфорных кислот с аммиаком образуются полифосфаты аммония, которые используются как комплексные азотно-фосфорные удобрения.

Вместе с азотом фосфор входит в состав некоторых других комплексных удобрений, например аммофоса NH4H2PO4 и диаммофоса (NH4)2HPO4.

Источник: https://referati-besplatno.ru/fosfor/