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 фосфорполучается 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.

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

К важнейшим минеральным удобрениям принадлежат фосфор­ные удобрения. Природные соединения фосфора — фосфориты и апатиты — содержат фосфор в виде нерастворимого среднего фос­фата Са₃(Р0₄)₂, который плохо усваивается растениями. Для по­лучения легко усваиваемых удобрений фосфориты подвергают хи­мической переработке, заключающейся в превращении средней соли в кислую. Таким путем приготовляют наиболее важные фос­форные удобрения — суперфосфат, двойной суперфосфат и преци­питат.

Для получения суперфосфата мелко размолотый природный фосфорит смешивают с серной кислотой. Смесь энергично пере­мешивают и загружают в непрерывно действующие камеры, где реакция заканчивается:

Са₃(Р0₄)₂ + 2H₂S0₄ = 2CaS0₄ + Ca(H₂P0₄)₂

В результате получается смесь сульфата кальция с дигидрофос- фатом Са(Н₂Р0₄)₂, сравнительно легко растворимым в воде. Эта

смесь в измельченном или гранулированном виде и называется суперфосфатом.

Простой суперфосфат — удобрение со сравнительно невысоким содержанием питательных веществ.

Двойной суперфосфат представляет собой продукт разложения природного фосфата фосфорной кислотой:

Са₃(Р0₄)₂ + 4Н3РО4 = ЗСа(Н₂Р0₄)₂

В двойном суперфосфате отсутствует сульф ат кальция, что сни­жает затраты на его перевозку и внесение в почву.

Преципитат представляет собой фосфорное удобрение, в состав которого входит гидрофосфат кальция СаНР0₄, нерастворимый в воде, но растворяющийся при его внесении в кислые почвы.

Описанные выше фосфорные удобрения называются просты - м и, так как содержат только один из необходимых растениям элементов. Более перспективными являются сложные мине­ральные удобрения, содержащие несколько питательных веществ (аммофос, нитрофоска и др.).

Аммофос получают путем взаимодействия фосфорной кислоты с аммиаком. В зависимости от степени нейтрализации обра­зуется моноаммонийфосфат NH₄H₂P0₄ или диаммонийфосфат (NH₄)₂HP0₄.

Нитрофоска — тройное удобрение, содержащее азот, фосфор и калий. Получают нитрофоску сплавлением гидрофосфата аммония (NH4hHP0₄, нитрата аммония NH4NO3 и хлорида (или сульфата) калия.

Источник фосфора в биосфере — главным образом апатит, встречающийся во всех магматических породах. В превращениях фосфора (рис. 4) большую роль играет живое вещество. Организмы извлекают фосфор из почв, водных растворов. Фосфор входит в состав белков, нуклеиновых кислот, лецитинов, фитина и др. органических соединений; особенно много фосфора в костях животных. С гибелью организмов фосфор возвращается в почву и в донные отложения. Он концентрируется в виде морских фосфатных конкреций, отложений костей рыб, гуано, что создаёт условия для образования богатых фосфором пород, которые, в свою очередь, служат источниками фосфора в биогенном цикле.

<="" a="">

Главная подгруппа 2 группа

К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы: магний, стронций, барий, кальций и радий . Наиболее распространены в природе в виде соединений, причем в основном магния и кальция. Первые два элемента подгруппы занимают в ней несколько обособленное положение – бериллий по свойствам близок к алюминию, а магний – к цинку. Последний элемент подгруппы – радий – имеет радиоактивные изотопы. Кроме бериллия, все элементы подгруппы обладают металлическими свойствами, более твердые по сравнению с щелочными металлами, с высокими температурами плавления. Относятся к легким металлам (кроме радия).

На электронном уровне элементов имеют два электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. По химической активности щелочноземельные металлы уступают щелочным. Они окисляются на воздухе, вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию. Сжигая щелочноземельные металлы, можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочных металлов. С водородом образуют гидриды. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде.

Бериллий– открыт Л. Н. Вокленомв 1798 г . Содержание в земной коре составляет 3,8 ·10-4%. Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Магний– открыт Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 1,87 %. Используется для получения сплавов (дюралюминия), улучшения качества чугуна, в качестве восстановителя для получения редких металлов и некоторых неметаллов.

Кальций– открыт Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 3,3 %. Используется в металлургии для очистки, в производстве редких металлов.

Стронций– получен Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,034 %. Соединения используются в пиротехнике, сахарной промышленности.

Барий– открыт К. В. Шеелев 1774 г.и Г. Дэвив 1808 г.Содержание в земной коре составляет 0,065 %. Соединения используются в лабораторной практике, для получения пероксида водорода, пиротехнике.

Радийоткрыт М. и П. Кюрисовместно с Ж. Белебномв 1898 г.Содержание в земной коре составляет 10–10%. Обладает естественной радиоактивностью. Соединения используются в исследованиях и для получения радона.

Кальций

Кальций (Са) –химический элемент 2-й группы периодической системы, является щелочноземельным элементом. Природный кальций состоит из шести стабильных изотопов. Конфигурация внешней электронной оболочки 4s2; имеет степень окисления +2, реже +1. Содержание в земной коре составляет 3,38 %. Встречается исключительно в виде соединений, в основном солей кислородсодержащих кислот. Большое количество кальция находится в природных водах. Значительное количество кальция содержится в организмах многих животных.

Общие свойства.Кальций – серебристо-белый металл. Существует в двух аллотропных модификациях. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаОи гидроксид Са (ОН)2 . Вступает в реакцию с кислородом, образуя СаО; при повышении температуры в кислороде и на воздухе воспламеняется. Из воды вытесняет водород Н2 , при этом образуется Са(ОН)2 , в холодной воде скорость реакции уменьшается. Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ2. СН 2 при нагревании кальция дает гидрид СаН2 , в котором водород является анионом. Кальций, нагреваемый в атмосфере азота, загорается и образует нитрид Ca3N2 . С углеродом образует кальция карбид СаС2 , с бором – борид СаВ6 . Образует соединения с металлами (Ag, Au, Al, Cu, Mg, Rb), вытесняет их из расплавов солей. Кальций растворим в жидком аммиаке NH3с образованием синего раствора. Соли получают при взаимодействии кислотных оксидов с оксидом кальция. Они хорошо растворимы, способны образовывать кристаллогидраты.

В водных растворах образуются комплексы преимущественно с кислотосодержащими лигандами, имеющие в своем составе ион Са2+. На основе этих комплексов основано действие умягчителей воды – полифосфатов натрия. Ион Са2+в неводных растворах образует комплексы с молекулами растворителя.

Получение.Промышленное получение кальция состоит в алюмотермическом восстановлении оксида кальция и электролизе расплава хлорида кальция (75–85 %) и хлорида калия. Безводный хлорид кальция получают путем хлорирования его оксида в присутствии угля или обезвоживая кристаллогидрат хлорида кальция. По мере выделения кальция в расплаве в него добавляют хлорид кальция. Электролиз проводят, используя графитовый анод и в качестве катода – жидкий расплав кальция (62–65 %) и меди.

Применение . Кальций используют при ме-таллотермическом получении U, Th, Ti, Z r, Cs, Rb и некоторых лантаноидов, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси N2. Используются и соединения кальция, например, в качестве вяжущих материалов.

Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция (СаO) – негашеная или жженая известь– белое огнестойкое вещество, образованное кристаллами. Кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристаллической решетке. Температура плавления – 2627 °C, температура кипения – 2850 °C.

Называется жженой известью из-за способа его получения – обжигание карбоната кальция. Обжиг производят в высоких шахтных печах. В печь закладывают слоями известняк и топливо, а затем разжигают снизу. При накаливании происходит разложение карбоната кальция с образованием оксида кальция:

Так как концентрации веществ в твердых фазах неизменны, то константу равновесия этого уравнения можно выразить так: K = [CO2].

При этом концентрация газа может быть выражена с помощью его парциального давления, то есть равновесие в системе устанавливается при определенном давлении диоксида углерода.

Давление диссоциации вещества– равновесное парциальное давление газа, получающееся при диссоциации вещества.

Чтобы спровоцировать образование новой порции кальция, необходимо повысить температуру или удалить часть получившегося CO2 , при этом уменьшится парциальное давление. Поддерживая постоянное более низкое парциальное давление, чем давление диссоциации, можно добиться непрерывного процесса получения кальция. Для этого при обжигании извести в печах делают хорошую вентиляцию.

Получение:

1) при взаимодействии простых веществ: 2Ca + O2 = 2CaO;

2) при термическом разложении гидроксида и солей: 2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2? + O2?.

Химические свойства:

1) взаимодействует с водой: СаO + H2O = Са(OH)2;

2) реагирует с оксидами неметаллов: СаO + SO2 = CaSO3;

3) растворяется в кислотах, образуя соли: CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O.

Гидроксид кальция (Ca(OH)2 – гашеная известь, пушонка)– белое кристаллическое вещество, кристаллизуется в гексагональной кристаллической решетке. Является сильным основанием, плохо растворимым вводе.

Известковая вода– насыщенный раствор гидроксида кальция, имеющий щелочную реакцию. На воздухе мутнеет в результате поглощения углекислого газа, образуя карбонат кальция .

Получение:

1) образуется при растворении кальция и оксида кальция вводе: CaO + H2O = Са(OH)2 + 16 ккал;

2) при взаимодействии солей кальция со щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.

Химические свойства:

1) при нагревании до 580 °C разлагается: Са(OH)2 = СаO + H2O;

2) реагирует с кислотами: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.