Презентация, доклад по химии Фосфор и его соединения

(Оксид фосфора (VОксид фосфора (V)
Ортофосфорная кислота
Соли фосфорной кислоты
Источники информации
Загадки

неметалл.
Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3.
Оксиды Э2О5 и Э2О3 имеют кислотные свойства.
Летучее водородное соединение – фосфин PH3.

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.

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.

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.

и температуре. Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит электричество и тепло. Следовательно, у фосфора в незначительной степени проявляются металлические свойства

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.

фосфорит Ca3(PO4)2. Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фторапатит 3Ca3(PO4)2· CaF2.

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.

некоторыми металлами, проявляя
окислительные и восстановительные свойства.
1. С кислородом.
При горении фосфора образуется белый
густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется
на воздухе, а красный горит при поджигании.
Фосфор сгорает в кислороде ослепительно
ярким пламенем.
4P + 3O2(недостат) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

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

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

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

в электропечи. Уравнение легче
составить, если представить протекание в
две стадии:
1) Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → P2O5 + 3CaSiO3
2) P2O5 + 5C → 2P + 5CO
________________________________________
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + 3CaSiO3 + 5CO

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

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.

воздухе.
4Р + 5О2 → 2Р2О5
Твердое кристаллическое вещество Р2О5
гигроскопично и используется как
водоотнимающее средство.
1. При взаимодействии с водой оксид
фосфора(V) образует на холоду
метафосфорную кислоту НРО3,
имеющую полимерное строение:
P2O5 + H2O → 2HPO3

кислотный оксид, вступает в реакции с
основными оксидами:
P2O5 + 3CaO → Ca3(PO4)2
3. С щелочами:
P2O5 +3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 3H2O

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.

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

3CO2↑
5.При нагревании постепенно превращается
в метафосфорную кислоту:
t
2H3PO4 → H4P2O7 + H2O
t дифосфорная кислота
H4P2O7 → 2HPO3 + H2O
метафосфорная кислота

→ Ag3PO4 ↓ + 3HNO3
желтый осадок
Это качественная реакция на фосфорную
кислоты и её соли – фосфаты.

- гидрофосфаты (Na2HPO4) и
дигидрофосфаты (NaH2PO4).
Растворимы в воде фосфаты и
гидрофосфаты щелочных металлов и аммония.
Все дигидрофосфаты растворимы в воде.
Фосфорная кислота вытесняется более
сильными кислотами из её солей:
Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4
конц.