ХИМИЯ 9 класс

ТЕМА "НЕМЕТАЛЛЫ"

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

История открытия

   В поисках философского камня – вещества, превращающего все в золото, немецкий алхимик Хенниг Бранд в 1669 году упарил до твердого остатка почти тонну мочи из солдатских казарм. Сухой остаток он смешал с углем и прокалил. Ночью совершенно случайно Бранд заметил, что новое вещество в виде белой пыли светится в колбе. Так был получен белый фосфор Р4:

                 4NaPO4 + 10C = P4 + 6Na2O + 10CO

     Свойством белого фосфора светится, Бранд немедленно воспользовался: он стал показывать новое вещество как диковинку, продавал ее на вес золота и разбогател, а потом дорого продал свой секрет.

    Название элемент получил от греческих слов «фос»  - свет и «форос» - несущий (светоносный).

   Строение атома

       +15Р)))    1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

            285

   Фосфор в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева находится в третьем периоде, в пятой группе, в главной подгруппе.

                                Фосфор – химический элемент.

1. Химический знак – Р.
2. Аr (P) = 31
3. Валентность – переменная (III;V)
4. Нахождение в природе.

Фосфор встречается в природе только в виде соединений. Важнейшими его минералами являются фосфориты, апатиты. Фосфор входит в состав растительных и животных белков. Содержание фосфора в тканях мозга – 0,38%, в мышцах – 0,27%.

Фосфор – простое вещество.

1.Химическая формула – Р.

2.Mr(Р) =31

3. М (Р) = 31г/моль

4. Физические свойства.

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций:

1. Белый фосфор  - Р4 – бесцветное или желтое ядовитое вещество, нерастворимое в воде, растворяется в органических растворителях, легкоплавок, летуч,  окисляется на воздухе, поэтому его хранят под слоем воды,  светится в темноте.
2. Красный фосфор – порошок красно – бурого цвета, не ядовит, нерастворим в воде, в органических растворителях, нелетуч. Возгоняется при сильном нагревании и, охлаждаясь, превращается в белый фосфор.
3. Черный фосфор – похож на графит, не растворим в воде, обладает полупроводниковыми свойствами.
4. Химические свойства.

а) Фосфор – окислитель

1) Взаимодействие с металлами:

    2P + 3Ca = Ca3P2 (фосфид кальция)

б) Фосфор – восстановитель

1) Горение

     4Р + 5О2 =2Р2О5

2) Взаимодействие с галогенами (при нагревании)

    2Р + 5CI2 = 2PCI5 (при избытке галогена)

    2Р + 3CI2 = 2PCI3 (при избытке фосфора)

3) Взаимодействие с серой

    2P + 5S = P2S5

    2P + 3S = P2S3

С водородом фосфор непосредственно не реагирует. Газообразный фосфин РН3 получают косвенным путем, например:

     Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

     Фосфин – фосфористый водород, ядовитый газ с чесночным запахом,       легко воспламеняется на воздухе. Поэтому огни на болотах и свежих могилах – это не выдумка. В теплые темные ночи на свежих могилах наблюдаются бледно – голубоватые огоньки – «горит» фосфин. Это является причиной редкого природного явления – «блуждающих огней», породивших суеверные рассказы о душах умерших, вышедших из могил.

      2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О

   Это вещество образуется при гниении отмерших растительных и животных организмов. Подобные огни наблюдал немецкий астроном Ф.В.Бессель, изучал киевский профессор Кнорре, австрийский исследователь Лист.

    После открытия способности фосфора светиться его стали использовать в церковных культах. Фосфор добавляли в расплавленный,  но уже слегка загустевший воск, формовали карандаши и делали ими надписи на стенах храмов. Фосфор, медленно окисляясь, светился в темноте. Фосфор также растворяли в сероуглероде СS2 и полученным раствором смачивали фитили свечей, после испарения растворителя белый фосфор воспламенялся, а от него загорался фитиль, и происходило чудо – «самовоспламенение свечей».

6. Получение

Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция с углем в присутствии SiO2:

    Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 2P + 5CO + 3CaSiO3

7. Применение

1. Белый фосфор используют при производстве термической фосфорной кислоты
2. Красный фосфор – как фосфорное удобрение длительного действия
3. Красный фосфор для изготовления полупроводниковых материалов
4. Красный фосфор применяют в производстве спичек

Соединения фосфора.

Оксид фосфора (V)

1.Р2О5

2. Mr(P2O5) = 142

3. M (P2O5) = 142г/моль

4. Физические свойства.

  Р2О5 – белый порошок, очень гигроскопичен, растворим в воде.

5. Химические свойства

а) Взаимодействие с водой

     Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

б) Взаимодействие с основными оксидами

    Р2О5 + 3СаО = Са3(РО4)2

в) Взаимодействие с основаниями

     Р2О5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

6. Получение

    Р2О5  - получают сжиганием красного фосфора

7. Применение

   Р2О5 – применяют как осушающее или водопоглощающее средство.

    Многие органические вещества обугливаются при воздействии Р2О5 . При попадании на кожу может вызвать сильные ожоги.

Ортофосфорная кислота.

1. Н3РО4

2. Mr(H3PO4) = 98

3. М (Н3РО4) = 98г/моль

4. Физические свойства

    Н3РО4 – нелетучее, твердое, бесцветное кристаллическое вещество, растворима в воде. При комнатной температуре 100% - ная фосфорная кислота может существовать как льдоподобное вещество (так называемая ледяная фосфорная кислота).

5. Химические свойства

а) Действие на индикаторы

б) Диссоциация

    Н3РО4 ==== Н+ + Н2РО-4

    Н2РО-4 ==== Н+ + НРО-24

    НРО-24 ==== Н+  + РО-34

в) Взаимодействие с основными оксидами

    2Н3РО4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O

г) Взаимодействие с основаниями

    Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О

д) Взаимодействие с солями

    2Н3РО4 + 3СaCI2 = Ca3(PO4)2 + 6HCI

e) Качественная реакция на фосфат ион.

    Реактивом на РО-34 являются ионы серебра Ag+

       К3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3KNO3

                                        (желтый осадок)

Соли ортофосфорной кислоты

     Дигидрофосфаты                    Гидрофосфаты                    Фосфаты

      КН2РО4         К2НРО4        К3РО4

Соединения фосфора – обязательная составляющая растительных и животных организмов. В растениях фосфор накапливается в семенах и плодах; в организме человека и животных  - в скелете, мышечной и нервной тканях.

Биологическое значение фосфора

1. Обеспечение нормального роста костной и зубной тканей, а также последующее поддержание их целостности в течение всей жизни человека.
2. Обеспечение постоянного состава нуклеиновых кислот (ДНК, РНК, молекул хранящие и передающие наследственную информацию, отвечающие за нормальное деление и рост клеток)

 3.  В составе ферментов Р принимает участие в жировом обмене, синтезе и распаде гликогена и крахмала

4.  В составе фосфорной кислоты участвует в мышлении, движении, дыхании , нормализует белковый и углеводный обмен

5. Обеспечивает энергией все процессы жизнедеятельности в составе АТФ

6. Вместе с белками и жирными кислотами фосфор образует высокоактивные соединения – например, лецитин, необходимый для формирования клеточных и мозговых оболочек. Известно, что лецитин в огромных количествах расходуется организмом при нагрузках, не только физических, но и психоэмоциональных, поэтому без достаточного количества фосфора, необходимого для его синтеза, наши клетки останутся незащищёнными.

    7. Соединения фосфора участвуют в поддержании кислотно-щелочного равновесия в организме, так как входят в состав крови и других жидкостей; благодаря фосфору, могут образовываться активные формы витаминов, так как он запускает необходимые для этого ферментные реакции.

8. В соединении с азотом, жирными кислотами и глицерином образует фосфолипиды, которые участвуют во всех физиологических процессах в организме.
9.  Подкисляет мочу и снижает вероятность образования камней в почках.

Нахождение фосфора у человека

У взрослого человека около 86% фосфора находится в минеральной части костей и зубов. Оставшийся фосфор распределяется в мышцах, органах, жидкостях, скелетной ткани, но особенно много её в тканях нервных клеток и мозга. В среднем тело человека содержит около 1,5 кг фосфора, из которых 1,4 кг приходится на кости, 130г содержится в мышцах и 12г – в нервной ткани

Суточная потребность в фосфоре

Суточной нормой фосфора для взрослого человека считают 1600 мг, потребность у беременных - 3000 мг, а у кормящих матерей 3800 мг в сутки (у детей она выше, чем у взрослых).

Дневная норма фосфора для взрослого человека содержится в 130,0 г сыра, 12 яичных желтках, в 6 столовых ложках тыквенных семечек, 500,0 г мяса или рыбы, 400,0 г овсяных хлопьев. Принятый с пищей фосфор попадает в кости уже через 4 -6 ч.

Продукты, содержащие фосфор

1. Бобовые (горох, фасоль)
2. Кукуруза;
3. Дрожжи;
4. Сыр;
5. Отруби;
6. Молоко (цельное и сгущенное)
7. Молочные продукты;
8. Желток яйца;
9. Рыба;
10. Сухофрукты;
11. Чеснок;
12. Орехи;
13. Семечки тыквы;
14. Семечки подсолнечника;
15. Мясо;
16. Домашняя птица.

Как обеспечить правильное усвоение фосфора в организме?

Фосфор правильно работает в присутствии кальция и витамина D, но кальция при этом должно быть вдвое больше, чем фосфора. Важно не только абсолютное количество фосфора, но и соотношение его с кальцием (в оптимальном варианте кальция должно быть в полтора-два раза больше). При избытке фосфора может происходить выведение кальция из костей, при избытке кальция — развиваться мочекаменная болезнь.

Без фосфора не усваивается ниацин – витамин В3, необходимый для работы сердца и почек, обменных процессов, дыхания клеток и обеспечения их энергией, передачи нервных импульсов.

Потребность в фосфоре повышается при физических нагрузках и недостатке белка, чрезмерном употреблении сахара, приёме некоторых гормональных препаратов. Усвоению этого элемента способствуют витамины А, D и F, калий, а также железо, магний и кальций в сбалансированных количествах.  

Недостаток фосфора

Даже при достаточном поступлении фосфора с продуктами питания может возникнуть дефицит этого элемента в организме. Это может быть вызвано нарушениями обмена веществ; избытком в организме соединений магния, алюминия, кальция; потреблением большого количества газированных напитков, типа Колы или Фанты; продолжительными или хроническими заболеваниями, в том числе почек и щитовидной железы; отравлениями, в том числе наркотическими и алкогольными. У маленьких детей недостаток фосфора может возникнуть при искусственном вскармливании – это чревато развитием рахита. человек ощущает слабость и общее недомогание. При дисбалансе фосфора также могут проявляться всплески интеллектуальной активности, на смену которым приходит нервное истощение. Такие люди могут активно реагировать на окружающее, а затем впадать в апатию и депрессию. Кроме слабости и утомляемости, недостаток фосфора может выражаться снижением внимания и аппетита, болями в мышцах и костях, частыми инфекциями и простудами, нарушениями работы печени, серьёзными сбоями в обмене веществ, кровоизлияниями, патологическими изменениями в сердце, остеопорозом и резким снижением иммунитета.

Избыток фосфора

При избытке фосфора может возникнуть почечно-каменная болезнь, поражается печень и кишечник, развивается анемия и лейкопения – уменьшается содержание лейкоцитов; появляются кровоизлияния, возникают кровотечения, костная ткань теряет кальций, а фосфаты, наоборот, откладываются в костях. Потеря кальция приводит к быстрому развитию остеоопороза.

При отравлении фосфором нарушается работа всей пищеварительной системы, печени, почек, сердца, появляются геморрагии – мелкие кровоизлияния, в том числе и на сетчатке глаз.

  Круговорот фосфора в природе

 Растения извлекают фосфор из почвы, а животные получают его с растительной пищей. После отмирания растений и животных органические соединения, не усвоенные растениями, под действием фосфоробактерий превращаются в неорганические – фосфаты. Так осуществляется круговорот фосфора в природе. 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.

ТЕМА "МЕТАЛЛЫ"

АЛЮМИНИЙ

В виду своей легкости и чрезвычайной коррозийной стойкости алюминий получил очень широкое применение. Прибавка небольших количеств других металлов не изменяет массу, но сильно увеличивает прочность.

Наиболее важным из сплавов алюминия является дюралюминий  содержащий около 95% флюминия, 4 % меди, и 0.5 % магния, 0.5 % марганца. также распространен сплав магналий (до 12 % магния). В электротехнике алюминий постепенно вытесняет медь как материал для проводов. Хотя электропроводность алюминия составляет 60 % процентов электропроводности меди, но это понижение компенсируется легкостью алюминия (2 раза).

Очень важным является применение алюминия для так называемого алитирования, заключающегося в насыщении поверхности стальных изделий алюминием с целью защиты основного материала от окисления при сильном нагревании.

Алитирование производится или путем погружения изделия в расплавленный алюминий или путём нагревания изделия в смеси порошкообразного алюминия с окисью алюминия. при нагревании алюминий проникает в поверхностный слой изделия, образуя с железом твердый раствор. Алитированные стальные изделия выдерживают нагревание на воздухе до 900 С, не подвергаясь окислению.

В виде мелкого порошка алюминий применяется в качестве краски от коррозии, в качестве литографской краски, а также для составления некоторых взрывчатых веществ типа аммоналов ми в качестве необходимого компонента для осветительных ракет. Он также входит в состав термита.

Окись алюминия называемая также глиноземом встречается в природе в кристаллическом виде, образуя минерал - корунд. По твердости корунд занимает второе место после алмаза(рубин, сапфир).

Хлорид алюминия применяется в качестве катализатора при многих реакциях. Сульфат алюминия применяют при очистке воды и при приготовлении некоторых сортов бумаги. Алюминиевые квасцы применяются в больших количествах для дубления кож и в красильном деле в качестве протравы для х/б тканей.

Взаимодействие натрия и калия с водой



Реактивы. Металлы: натрий Na и калий K, дистиллированная вода, спиртовой раствор индикатора фенолфталеина.
Посуда и приборы. Кристаллизаторы, пинцет или щипцы, скальпель или острый нож, фильтровальная бумага.

Описание опыта. В кристаллизаторы наливают воды и добавляют по несколько капель раствора фенолфталеина. Отрезают скальпелем на листе фильтровальной бумаги от кусков щелочных металлов небольшие, величиной с горошину, “дольки”. Кусочки натрия и калия обсушивают фильтровальной бумагой и опускают в кристаллизаторы. Прежде чем взять очередной кусочек металла, тщательно протирают концы пинцета фильтровальной бумагой, чтобы не занести в бюксы воду.

Наблюдают “бегающие” по поверхности воды шарики расплавленного металла, причем движение калиевого шарика более стремительно, чем натриевого. Он вскоре загорается фиолетовым пламенем.

За каждым из “бегающих” шариков остается малиновый “шлейф” из-за того, что в результате реакций:

2 Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂­

2 K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂­

образуется щелочной гидроксид (сильное основание), который окрашивает индикатор фенолфталеин в малиново-фиолетовый цвет.

На основании результатов данного опыта можно сделать вывод о росте восстановительной активности щелочных металлов от натрия к калию (т.е. сверху вниз по IА-группе).

Амфотерность гидроксида бериллия

Реактивы. Водный (15%-ный) раствор хлорида бериллия BeCl₂, разбавленная (15%-ная) соляная кислота HCl, водный (15%-ный) раствор гидроксида натрия NaOH.
Посуда и приборы. Химические стаканы емкостью 600 мл, стеклянные палочки.

Описание опыта. В стакан наливают 80- 100 мл раствора хлорида бериллия. По стеклянной палочке приливают небольшими порциями раствор гидроксида натрия до образования суспензии гидроксида бериллия:

BeCl₂ + 2 NaOH = Be(OH)₂¯ + 2 NaCl

Суспензию разливают равными частями в три стакана. Один оставляют для сравнения, во второй при перемешивании добавляют соляную кислоту до исчезновения суспензии за счет реакции:

Be(OH)₂ + 2 HCl = BeCl₂ + 2 H₂O

В третий стакан при перемешивании приливают избыток раствора гидроксида натрия до полного растворения суспензии гидроксида бериллия:

Be(OH)₂ + 2 NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

Таким образом доказывают, что амфотерный гидроксид бериллия реагирует и со щелочами, и с кислотами с образованием солей.

Получение и свойства гидроксида магния

Реактивы. Концентрированные водные растворы хлорида магния MgCl₂ и хлорида аммония NH₄Cl, водные растворы соляной кислоты HCl (4 моль/л) и гидроксида натрия NaOH (4 моль/л).
Посуда и приборы. Химические стаканы емкостью 500 мл, стеклянные палочки.

Описание опыта. В стакан наливают около 100 мл раствора хлорида магния, затем добавляют порциями раствор гидроксида натрия. Образуется белая суспензия гидроксида магния:

MgCl₂ + 2 NaOH = Mg(OH)₂¯ + 2 NaCl

Суспензию разливают равными порциями по трем стаканам. В первый стакан добавляют избыток раствора гидроксида натрия и показывают аудитории (изменения отсутствуют). Гидроксид магния не проявляет амфотерных свойств, реакция с избытком щелочи не идет.

Во второй стакан с суспензией добавляют раствор соляной кислоты до исчезновения суспензии из-за протекающей реакции:

Mg(OH)₂ + 2 HCl = MgCl₂ + 2 H₂O

В третий стакан при перемешивании добавляют раствор хлорида аммония до полного перехода гидроксида магния в раствор.

Растворение в этом случае идет за счет связывания катионами аммония гидроксид-ионов из насыщенного раствора над осадком гидроксида магния в виде слабого основания – гидрата аммиака:

Mg(OH)₂(т)  Mg²⁺(р) + 2 OH^- (р)

Mg(OH)₂(т) + 2 NH₄⁺ = Mg²⁺ + 2 NH₃ ^. H₂O

Суммарное уравнение реакции в молекулярном виде таково:

Mg(OH)₂ + 2 NH₄Cl = MgCl₂ + 2 NH₃ ^. H₂O

Горение алюминия

Реактивы. Металлический алюминий Al в виде пудры.
Посуда и приборы. Сухое горючее (газовая горелка, спиртовка), бюкс для алюминиевой пудры, стальной шпатель, асбестовый лист размером 25´25 см.

Описание опыта. Поджигают сухое горючее на асбестовом листе. Взяв шпателем из бюкса немного алюминиевой пудры, небольшими порциями ссыпают ее сверху в пламя горелки. Металл вспыхивает ярким пламенем, разбрасывая искры и выделяя белый дым (аэрозоль оксида алюминия). При сгорании алюминия выделяется большое количество теплоты:

4 Al(т) + 3 O₂(г) = 2 Al₂O₃(т) ; D H° ₂₉₈ = -3350 кДж

 Взаимодействие пероксида натрия с алюминием

Реактивы. Пероксид натрия Na₂O₂, алюминиевая пудра Al, вода.
Посуда и приборы. Керамическая пластинка или асбестовый картон размером 10´10 см, шпатель, бюксы для пероксида натрия и для алюминиевой пудры, капельница с водой.Описание опыта. На керамическую пластинку при помощи шпателя насыпают из бюксов в равных объемах пероксид натрия и алюминиевую пудру и осторожно перемешивают их, делая горку высотой 1- 2 см с углублением на вершине. В углубление вносят 2- 3 капли воды и сразу же убирают руки подальше. Через 5- 10 секунд смесь воспламеняется и сгорает со вспышкой:

2 Al + 3 Na₂O₂ = Al₂O₃ + 3 Na₂O

Al₂O₃ + Na₂O = 2 NaAlO₂

Амфотерность гидроксида алюминия

Реактивы. Водный (10–15%-ный) раствор хлорида алюминия AlCl₃, разбавленный (1:5) водный раствор аммиака (гидрат аммиака NH₃ ^. H₂O), разбавленная (1:3) соляная кислота HCl, водный (15–20%-ный) раствор гидроксида калия KOH.
Посуда и приборы. Химические стаканы емкостью 500 мл, стеклянная палочка.

Описание опыта. В химический стакан наливают на 1/3 его объема раствор хлорида алюминия или сульфата алюминия. Затем небольшими порциями добавляют раствор аммиака до образования студенистого осадка гидроксида алюминия:

[Al(H₂O)₆]³⁺ + 3 NH₃ ^. H₂O = Al(OH)₃¯ + 3 NH₄⁺ + 6 H₂O

Разливают суспензию гидроксида алюминия равными порциями в три стакана. Первый стакан оставляют для сравнения, а во второй и третий добавляют, соответственно, растворы соляной кислоты и гидроксида калия, добиваясь образования в обоих случаях прозрачного раствора:

Al(OH)₃ + 3 H₃O⁺ = [Al(H₂O)₆]³⁺

Al(OH)₃ + OH^- = [Al(OH)₄]^-

Растворение осадка гидроксида алюминия происходит за счет связывания гидроксид-ионов катионами оксония и образования аквакатиона алюминия [Al(H₂O)₆]³⁺ во втором стакане и за счет образования тетрагидроксоалюминат-иона – в третьем. Это указывает на амфотерный характер Al(OH)₃.