СодержаниеВведение
Глава 1. Фосфор.
1.1 Особенности химии фосфора.
1.2 Фосфор – простое вещество.
1.3 Химические свойства .
1.4 Получение и применение.
Глава 2. Неорганические соединения фосфора.
2.1 Соединения фосфора со степенью окисления -3.
2.2 Оксиды фосфора
2.3 Фосфорсодержащие кислоты и их соли.
2.4 Соединения фосфора с неметаллами.
Глава 3. Органические соединения фосфора.
3.1 Фосфорорганических соединений.
3.2 Биологическая роль фосфора.
Глава 4. Геохимическая роль фосфора.
4.1. Круговорот фосфора в природе
4.2 Антропогенные факторы загрязнения соединения-ми фосфора.
Заключение
Используемая литература.ВведениеВведение
Фосфор весьма распространённый элемент; его содержание в земной коре составляет 0.1 %, в морской воде его содержится гораздо меньше (0,15-4,2) • 10-6 % . В свободном состоянии не встречается из-за своей химической ак-тивности, образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3F, фосфорит Ca3(PO4)2 и флюорит CaF2.
Фосфор — один из главных элементов-органогенов. Он входит в состав многих органических соединений, в том числе в состав соединений, из кото-рых состоят ткани животных и растений. Орга¬нические соединения фосфора играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов, принимают участие в биосинтезе нуклеиновых кислот, различных, ферментов, полисаха-ридов. Фос¬фор концентрируется живым веществом, где его содержание при¬мерно в 10 раз больше, чем в земной коре.
Фосфор – шестой по содержанию элемент в организме человека после ки-слорода, водорода, углерода, азота и кальция. Количество фосфора составляет 1–1,5% от массы тела. Суточная потребность в элементе для беременных и кормящих женщин составляет 1500 мг, для детей 2–6 лет 800 мг, детей 10–12 лет – 1200 мг, взрослого человека 800 мг.
Фосфор открыт в 1669 г. Самое интересное, пожалуй, то, что из всех древ-них и средневековых элементов только фосфору может быть припи¬сана со-вершенно точная (с точностью до года) дата обнару¬жения.
Открытие фосфора — это важное и неожиданное собы¬тие XVII в. Оно про-извело большое впечатление на просвещен¬ные умы, если не сказать, вызвало сенсацию. Причиной тому было совершенно необычное свойство вещества (элементом его назвать было бы преждевременно): оно само по себе при обыч¬ной температуре светилось на воздухе. Такого рода вещества (например, болонский камень — продукт прокаливания мине¬рала барита с углем и мас-лом, т. е. сульфид бария BaS) на¬зывались фосфорами (от греческого фос — «свети» и форо — «несу»). Так будущее название появилось раньше откры-тия самого элемента. Необычной была и история его открытия.
В Гамбурге жил разорившийся торговец Хенинг Брандт. Алхимия в то время уже постепенно начинала сдавать свои позиции, но вера в су¬ществование философского камня еще жила. Верил в него и X. Брандт. Желая поправить свои торговые дела, он стал отыс¬кивать первичную материю в раз-личных соединениях. В круг его исследований попала и человеческая моча. X. Брандт вы¬парил мочу до сиропообразной консистенции, затем перегнал и получил жидкость красного цвета, которую он назвал уринным маслом. Пе-регнав эту жидкость еще раз, X. Брандт обна¬ружил на дне реторты черный осадок: После долгого прокали¬вания остаток переходил в белое светящееся вещество, оседав¬шее на стенках колбы-приемника. Можно представить себе радость алхимика! Ведь он считал, что выделил элементарный огонь. X. Брандт постарался сохранить свой секрет в тайне и продолжал работы с фос-фором, надеясь получить с его помо¬щью золото из других металлов. Эти ра-боты, как и следовало, ожидать, ни к чему не привели. Не получив золота из неблагородных металлов, он решил заняться продажей нового диковинного вещества, стараясь при этом не сообщать никому способ его приготовления. Но и это не удалось. Фосфор, как только стал известен в Европе, сразу же привлек к себе вни¬мание многих ученых и они стали заниматься изучением фосфора, а позже и его соединений.
Ещё одной особенностью фосфора является то, что он является “чистым“ элементом — состоит только из атомов Р31. Изотопы фосфора 32Р и 33 Р в природе не встречаются, их получают с помощью ядерных реакций, их пе-риоды полураспада составляют соответственно 14,23 и 25,3 дня.
Глава 1. Фосфор – простое вещество.
1.1 Особенности химии фосфора.
Второй типический элемент V группы фосфор является неметаллом. По величине ОЭО он усту¬пает таким типичным неметаллам, как фтор, кислород, хлор, азот и сера. Увеличение главного квантового числа и атомного радиуса в группе при переходе от азота к фосфору обусловливает ряд осо¬бенностей химии фосфора.
Во-первых, сумма первых пяти ионизационных потенциалов резко падает от азота (266,8 В) к фосфору (176,7 В). Это ведет к стабильности положи-тельных степеней окисления, включая выс¬шую характеристическую степень окисления +5. Именно поэтому все производные фосфора, содержащие фос-фор в степенях окисления меньше +5, проявляют себя как восстановители. В то же время со¬единения фосфора (+5) окислителями не являются. Этим же объяс¬няется большая устойчивость кислородных соединений фосфора по сравнению с таковыми азота. Наоборот, водородные соединения фос¬фора ме-нее стабильны, чем водородные соединения азота.
Во-вторых, валентные возможности фосфора гораздо богаче, чем у азота, вследствие наличия у первого вакантных 3d-орбиталей.
При промотировании электрона на одну из 3d-орбиталей у атома фосфора появляются 5 не спаренных электронов, которые только по обменному меха-низму обеспечивают ковалентность, равную 5. Кроме того, свободные 3d-орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму. В этом случае фосфор акцептирует на эти вакант-ные орбитали электронные пары партнеров-доноров. В соответствии с боль-шими валентными возможностями у фосфора появляются новые типы гибри-дизации, например, sp3d (к. ч. 5) и sp3d2 (к. ч. 6), которые в принципе не могут быть осуществлены в случае атома азота. Однако в химии фосфора наиболее часто встречаются производные, в которых его атомные орбитали подверже-ны 5p3-гибридизации.
В-третьих, в химии фосфора ярче проявляется склонность к об¬разованию полимерных структур. В противовес простой молекуле N2, в химии гомоа-томных соединений фосфора (различных модифи¬каций простых веществ) за-метна тенденция к образованию твердых полимеров. В химии фосфора хоро-шо известны как гомо-, так и гетероцепные полимеры. В этом отношении не-обходимо констатиро¬вать горизонтальную аналогию в ряду Si—P—S. К тому же фосфор обладает максимальным химическим сродством к кислороду и фтору, как кремний и сера.
Наконец, для фосфора расширяются возможности и для допол¬нительного -связывания. При этом атомы фосфора могут образо¬вывать не только р-p, но и p-d -связи, причем последние в боль¬шинстве случаев предпочтительны.
1.2 Фосфор – простое вещество.
Атомы фосфора объединяются в двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и по-лимерные Р2n молекулы. Молекулы Р2, dp-p = 190 пм построен¬ные аналогично N2, существуют лишь при температурах выше 1000°С. Средняя энергия связи в молекуле Р2 довольно высокая (490 кдж/моль); ее распад на атомы наблю-дается лишь выше 2000°С.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при темпе¬ратурах ниже 1000°С устойчивы четырехатомные молекулы Р4, имею¬щие форму тетраэдра (рис. 1).
При конденсации паров образуется белый фосфор (пл. 1,8 г/см3). Он имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся моле-кулы Р4. Белый фосфор — представляет собой белое вещество с желтоватым оттенком (из-за примесей) 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. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек или слитков иной формы, он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре, и светится (бледно-зеленое свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией или ус-таревшим термином - фосфоресценцией. При незначительном нагреве белый фосфор легко загорается ( чтобы его зажечь достаточно дотронутся до него горячей пробиркой).Литература1. Угай Я.А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1989.
2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия,1993.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1975.
4. Петров и др. Неорганическая химия. – Л.: Химия,1989.
5. Ахметов Н.С. неорганическая хиимя.- М. : Высшая школа,1975.
6. Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. – М.: Мир,1993.
7. Трифонов Д.Н. , Трифонов В.Д. Как были открыты химические эле-менты. – М. : Просвещение.1980.
8. Нейланд О.Я. Органическая химия : Учебн. для хим. спец. вузов. – М. : Высшая школа,1990.
9. Степаненко Б.Н. Курс органической химии. Часть 1. – М. : Высшая школа, 1976.
10. Электронный научный журнал «ИССЛЕДОВАНО В РОССИИ» 1382 http://zhurnal.ape.relarn.ru/articles/2006/147.pdf
.
11. Добровольский В.В. Химия Земли. – М. : Просвещение,1980.
12. Никаноров А.М., Хоржуя Т.А. Экология.- М. ПРИОР,2000
|
|
