рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Реферат Курсовая Конспект

Получение

Получение - Реферат, раздел Химия, Фосфор и его соединения Получение. Фосфор Получают Из Измельченных Фосфоритов И Апатитов, Последние С...

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 + 6SiO6CaSiO3 + 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 2.1 Оксиды Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P4O10 и оксид фосфора (III) P4O6. Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P2O5 и P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P4O6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит. При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту: P4O6 + 6H2O = 4H3PO3, а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты). Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10. Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P4O10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р4О10. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, 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 Р4О10 с водой образуется фосфорная кислота: P4O10 + 6H2O = 4H3PO4. Будучи кислотным оксидом, Р4О10 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: 4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7. 2.2 Кислоты и их соли а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С. Структурная формула: . При нагревании безводной Н3РО3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления): 4H3PO3 = PH3↑ + 3H3PO4. Соли фосфористой кислоты – фосфиты.

Например, K3PO3 (фосфит калия) или Mg3(PO3)2 (фосфит магния). Фосфористую кислоту Н3РО3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl3: РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl↑. б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H3PO4. 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: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑. В промышленности фосфорную кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка измельченных природных фосфатов серной кислотой: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓. Фосфорная кислота затем отфильтровывается и концентрируется упариванием.

Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием до Р4О10 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. H3PO4 H+ + (дигидрофосфат-ион); 2. H+ + (гидрофосфат-ион); 3. H+ + (фосфат-ион). Суммарное ионное уравнение диссоциации фосфорной кислоты: H3PO4 3H+ + . Фосфорная кислота образует три ряда солей: а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – трёхзамещённые, или фосфаты; б) K2HPO4, CaHPO4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты; в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты.

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: 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O. Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С. в) Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H4P2O6. . H4P2O6 – четырёхосновная кислота средней силы. При хранении гипофосфорная кислота постепенно разлагается.

При нагревании её растворов превращается в Н3РО4 и Н3РО3. Образуется при медленном окислении Н3РО3 на воздухе или окислении белого фосфора во влажном воздухе. г) Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H3PO2. Эта кислота одноосновная, сильная. Фосфорноватистой кислоте соответствует следующая структурная формула: . Гипофосфиты – соли фосфорноватистой кислоты – обычно хорошо растворимы в воде. Гипофосфиты и Н3РО2 – энергичные восстановители (особенно в кислой среде). Их ценной особенностью является способность восстанавливать растворённые соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла: 2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+. Получается фосфорноватистая кислота разложением гипофосфитов кальция или бария серной кислотой: Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓. Гипофосфиты образуются при кипячении белого фосфора в суспензиях гидроксидов кальция или бария. 2P4 (белый) + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)2. 2.3 Фосфин 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 Р2Н4, он самовоспламеняется на воздухе.

При взаимодействии с некоторыми сильными кислотами фосфин образует соли фосфония, например: PH3 + HCl = PH4Cl (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: Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑. И последнее. При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли – фосфиды. Например, Ca3P2 (фосфид кальция), Mg3P2 (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) Р2О5. 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: 1. Фосфоритная мука – мелкий белый порошок. Содержит 18-26% Р2О5. 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% Р2О5. Получается при взаимодействии природного фосфата с серной кислотой: Са3(РО4)2 + 2Н2SО4 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSО4. суперфосфат В этом случае получается смесь солей Са(Н2РО4)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: Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2. По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно более концентрированным удобрением (содержит до 50% Р2О5). 4. Преципитат – содержит 35-40% Р2О5. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Н3РО4 + Са(ОН)2 = СаНРО4 • 2Н2О. 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% Р2О5) в виде NН4Н2РО4 и (NН4)2НРО4. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

Фосфор и его соединения

На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов.Графически это выглядит так: 1s22s22p63s23p33d0 В 1699 г. гамбургский… Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В… Фосфор – необходимый элемент живых организмов.

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Получение

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Физические свойства
Физические свойства. Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены. Белый фосфор – бес

Химические свойства
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. Вза

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Education Insider Sample
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Реклама
Соответствующий теме материал
  • Похожее
  • Популярное
  • Облако тегов
  • Здесь
  • Временно
  • Пусто
Теги