Аллотропные модификации фосфора

Фосфор образует несколько аллотропных видоизменений – модификаций. Явление аллотропных модификаций у фосфора вызвано образованием различных кристаллических форм. Белый фосфор (Р4) имеет молекулярную кристаллическую решетку, красный и черный – атомную. Различие в строении кристаллической решетки обуславливает и различие в их физических и химических свойствах. Белый фосфор – сильный яд, даже в малых дозах действует смертельно. В твердом состоянии получается при быстром охлаждении паров фосфора. В чистом виде совершенно бесцветен, прозрачен, по внешнему виду похож на воск: на холоде хрупок, при температуре выше 15 °C – мягкий, легко режется ножом; в воде нерастворим, но хорошо растворяется в сероуглероде – СS2 и в органических растворителях; легко плавится, летуч. Прочность связи в молекуле невелика, чем обусловлена высокая химическая активность. Белый фосфор быстро окисляется на воздухе, при этом светится в темноте – превращение химической энергии в световую; самовоспламеняется на воздухе, при слабом нагревании, незначительном трении. С кислородом реагирует без поджигания, даже под водой, образуя сначала Р2О3 , затем P2O5 :

При длительном нагревании белый фосфор превращается в красный. Белый фосфор применяется для изготовления боеприпасов артиллерийских снарядов, авиабомб, предназначенных для образования дымовых завес. Широкого применения не имеет.

Красный фосфор – порошок красно-бурого цвета, неядовит, нелетуч, нерастворим в воде и во многих органических растворителях и сероуглероде; не воспламеняется на воздухе и не светится в темноте. Только при нагревании до 260 °C воспламеняется. При сильном нагревании, без доступа воздуха, не плавясь (минуя жидкое состояние) испаряется – сублимируется. При охлаждении превращается в белый фосфор. Идет на изготовление спичек: красный фосфор в смеси с сульфидом сурьмы, железным суриком, с примесью кварца и клея наносят на поверхность спичечной коробки. Головка спичек состоит в основном из бертолетовой соли, молотого стекла, серы и клея. При трении головки о намазку коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево. Также красный фосфор применяется в приготовлении фармацевтических препаратов.

Черный фосфор получается при сильном нагревании и при высоком давлении белого фосфора. Черный фосфор тяжелее других модификаций. Применяется очень редко – как полупроводник в составе фосфата галлия и индия в металлургии.

Оксиды фосфора и фосфорные кислоты

Элемент фосфор образует ряд оксидов, наиболее важными из них являются оксид фосфора (III) P2O3 и оксид фосфора (V) P2O5 .

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид (P2O3) получают при медленном окислении фосфора, сжигая его в недостатке кислорода. Представляет собой воскообразную кристаллическую белую массу с температурой плавления 22,5 °C. Ядовит.

Химические свойства:

1) вступает в реакцию с холодной водой, образуя при этом фосфористую кислоту H3PO3;

2) взаимодействуя с щелочами, образует соли – фосфиты;

3) является сильным восстановителем.

Взаимодействуя с кислородом, окисляется до оксида фосфора (V) P2O5.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид (P2O5) получают при горении фосфора на воздухе или в кислороде. Представляет собой белый кристаллический порошок, с температурой плавления 36 °C.

Химические свойства:

1) взаимодействуя с водой, образует орто-фосфорную кислоту H3PO4;

2) имея свойства кислотного оксида, вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами;

3) способен к поглощению паров воды.

Фосфорные кислоты.

Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них – ортофосфорная кислота H3PO4 . Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристаллов, имеющих температуру плавления 42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.

Образует три вида солей:

1) средние соли – ортофосфаты;

2) кислые соли с одним атомом водорода;

3) кислые соли с двумя атомами водорода.

Получение фосфорной кислоты:

1) в лаборатории: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 +5NO?;

2) в промышленности: а) термический метод; б) экстракционный метод: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = CaSO4? + 2 H3PO4.

Природные фосфаты восстанавливают до свободного фосфора, который сжигают на воздухе, либо в кислороде. Продукт реакции растворяют в воде.

Остальные фосфорные кислоты в зависимости от способа соединения групп PO4 образуют 2 вида кислот: полифосфорные кислоты, которые состоят из цепочек – PO3—О—PO3—... и метафосфорные кислоты, которые состоят из колец, образованных PO4.

Применение: ортофосфорную кислоту используют при производстве удобрений, химических реактивов, органических соединений, для приготовления защитных покрытий на металлах. Фосфаты используют в производстве эмалей и фармацевтике. Метафосфаты входят в состав моющих средств.

Минеральные удобрения

Минеральные удобрения – неорганические вещества, в основном соли, включающие в себя необходимые для растений элементы питания и используемые для повышения плодородия почвы. Бывают простые (азотные, фосфорные, калийные, микроудобрения) и комплексные.

Простые (односторонние) удобрения содержат один главный питательный элемент – азотные удобрения (аммиачная селитра), фосфорные удобрения (простой и двойной суперфосфаты), калийные удобрения (КСl) и др.

Комплексные (многосторонние) удобрения содержат два или три главных питательных элемента и по их числу называются двойными (азотно-фосфорные, фосфорно-калийные и др.) либо тройными или полными (например, азотно-фосфорно-калийные).

Сложными называются комплексные удобрения, полученные в результате взаимодействия исходных неорганических солей, кристаллизацией или сплавлением основных компонентов, смешением простых и сложных удобрений.

В зависимости от агрегатного состояния минеральные удобрения бывают:

1) жидкие;

2) твердые;

3) порошковидные (размер частиц < 1 мм);

4) кристаллические (> 0,5 мм);

5) гранулированные (1–4 мм).

По концентрации действующих веществ минеральные удобрения подразделяются на:

1) низкоконцентрированные (до 25 %);

2) концентрированные (до 60 %);

3) высококонцентрированные (более 60 %).

Производство минеральных удобрений – важная отрасль химической промышленности. Наиболее важными минеральными удобрениями считаются фосфорные (суперфосфат, двойной суперфосфат, преципитат) .

Суперфосфат получают из размолотого фосфорита, смешивая его с серной кислотой, и непрерывно перемешивают:

Суперфосфат легкорастворим в воде.

Двойной суперфосфат получают в результате разложения природного фосфата под воздействием фосфорной кислоты:

В этом удобрении отсутствует сульфат кальция, упрощая внесение удобрения в почву.

Преципитат – фосфорное удобрение, компонентом которого является гидрофосфат кальция.

Указанные выше минеральные удобрения являются простыми. Сложные минеральные удобрения более перспективны.

Аммофос получается в результате взаимодействия фосфорной кислоты и аммиака – NH4H2PO4 или (NH4)2H2PO4.

Нитрофоска получается при сплавлении гидрофосфата аммония, нитрата аммония и хлорида (сульфата) натрия.

Углерод и его свойства

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6. Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22 s22p2 . На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, – 4, -2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: sp, sp2 , s p3. При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды , он выступает окислителем:

Углерод (кокс) вступает в реакции с оксидами металлов:

Таким образом выплавляют металл из руды. При очень высоких температурах углерод реагирует со многими неметаллами. Огромное количество органических соединений он образует с водородом – углеводороды. В присутствии никеля (Ni) углерод, реагируя с водородом, образует предельный углеводород – метан: С + Н2 = СН4.

При взаимодействии с серой образует сероуглерод: С + 2S2 = СS2.

При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан : 2С + N2 = С2N2?.

В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: С + 2F2 = СF2.

При 2000 °C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд: Si + C = SiC.

Нахождение в природе: свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3?CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.