strukturu atoma fosfora i njegove osobine i dobio najbolji odgovor

Odgovor od Helge[gurua]

Alotropske modifikacije fosfora

Bijeli fosfor ima molekularnu kristalnu rešetku; Ova supstanca je žućkaste boje sa mirisom belog luka. U pari ima sastav P4, a na vazduhu se pali na 18ºS. Kada se čuva na svjetlu postaje crvena. Nerastvorljiv u vodi, ali vrlo topiv u ugljičnom disulfidu, benzenu i drugim organskim rastvaračima. Veoma je otrovan: 0,1 g bijelog fosfora je smrtonosna doza za ljude.

Crveni fosfor je prah slabo izražene kristalne strukture i zbog toga se naziva amorfan, tamnocrvene boje, ima atomsku rešetku, vrlo je higroskopan (lako upija vodu), ali je nerastvorljiv u vodi; Takođe je nerastvorljiv u ugljen-disulfidu.
Crveni fosfor se dobija produženim zagrevanjem belog fosfora bez pristupa vazduha na 450ºC. Za razliku od bijelog, nije toksičan, nema miris i pali se na 250 - 300ºS.

Ljubičasti i crni fosfor se takođe dobijaju iz belog fosfora pod visokim pritiskom i temperaturom. Crni fosfor ima metalni sjaj i provodi struju i toplotu. Posljedično, fosfor u maloj mjeri ispoljava metalna svojstva

Hemijska svojstva fosfora

Hemijski, bijeli fosfor se veoma razlikuje od crvenog fosfora.
Bijeli fosfor lako oksidira i spontano se zapali na zraku, pa se skladišti pod vodom.
Crveni fosfor se ne pali na vazduhu, ali se pali kada se zagreje iznad 240ºC.
Kada se oksidira, bijeli fosfor svijetli u mraku - dolazi do direktne konverzije kemijske energije u svjetlo.

Fosfor se kombinuje sa mnogima jednostavne supstance– kiseonik, halogeni, sumpor i neki metali, koji pokazuju oksidaciona i redukciona svojstva.

1. Sa kiseonikom.
Kada fosfor sagorijeva, proizvodi bijelu boju
gust dim. Bijeli fosfor je samozapaljiv
u vazduhu, a crveno gori kada se zapali.
Fosfor sjajno gori u kiseoniku
sjajan plamen.
4P + 3O2(manjak) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2(višak) → 2P2O5 (P4O10)

2. Sa halogenima.
Fosfor vrlo snažno reaguje sa elementima koji imaju veću elektronegativnost od fosfora.
Ako dodate crveni fosfor u posudu s hlorom, onda nakon nekoliko sekundi
spontano se zapali u hloru. Ovo obično proizvodi fosfor(III) hlorid.
4P + 6Cl2(manjak) → 4PCl3
4P + 10Cl2(višak) → 4PCl5

3. Sa sumporom kada se zagreje.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Fosfor oksidira gotovo sve metale kada se zagrije, formirajući fosfide:
2P + 3Ca → Ca3P2
Metalni fosfidi se lako hidroliziraju vodom.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Crveni fosfor se oksidira vodom na temperaturi od oko 800ºS u prisustvu katalizatora - bakarnog praha:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Koncentrirana sumporna kiselina oksidira fosfor kada se zagrije:

2P + 5H2SO4(k) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Azotna kiselina oksidira fosfor kada se zagrije

P + 5HNO3(k) → 5NO2 + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(dil) + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

Odgovor od 2 odgovora[guru]

Zdravo! Ovdje je izbor tema s odgovorima na vaše pitanje: struktura atoma fosfora i njegova svojstva

“Upotreba kisika u industriji” - Kiseonik je dobio švedski hemičar Karl Scheele. Teorija flogistona. Kiseonik stvara perokside. Dobijanje azota. metalurgija. Elektronska industrija. Porijeklo imena. Lijek. Potvrda. Kiseonički fluoridi. Hemijska svojstva. Kiseonik je sastavni dio zrak. Oksidacija. Kiseonik se proizvodi odvajanjem zraka u postrojenjima za separaciju zraka. Prehrambena industrija. Upotreba kiseonika u industriji.

“Profesije vezane za hemiju” - Kuvar - poslastičar. Farmaceut. Salesman. Majakovski "Ko biti?" hemija. Ratnik - rušilac. Hemičar istraživanja. Varioc. Hemičar - tehnolog. Svi radovi su dobri, birajte po svom ukusu. Radna zanimanja vezana za hemiju. Naftaš.

“Struktura i svojstva ugljenika” - Izvođenje test zadataka. Dobivanje bakra. Carbin. Filter gas maska. Svojstva su određena strukturom. Rebus. Velika carska kruna. Kristalna struktura. Težina dijamanata se mjeri u karatima. Istorijski dijamant. Adsorpcija. Interakcija ugljenika sa aluminijumom. Fizičke vježbe. Carsko žezlo. Pogledajmo jednostavne supstance. Šta znaš o dijamantima? Aplikacija. Hemijska svojstva ugljika.

"Sodium" - Natrijum. Fizička svojstva. Natrijum hlorida. Poreklo natrijuma. NaCl. Upotreba u ljudskom životu. Biološka uloga. Znakovi natrijuma. opšte karakteristike natrijum Hemijska svojstva.

“Hemijska svojstva sumpora” - Ponavljanje strukture. Kiseonik. Pregledajte pitanja. Interakcija sa ugljenikom. Hemijska svojstva. Hemijska svojstva sumpora. Interakcija sumpora sa vodonikom. Upotreba interaktivna tabla. Interakcija sa metalima. Interakcija sa kiseonikom. Sumpor. Lekcija hemije. Radijus sumpora.

"Glavna jedinjenja sumpora" - Kvalitativna reakcija do sulfitnih jona. Fizička svojstva. Vodonik sulfid u Crnom moru. Kvalitativna reakcija na sulfidni jon. Hemijska svojstva. Crni sediment. Poslednji dan Pompeja. Pjatigorsk Sumporna kiselina. Interakciona reakcija. Odrediti oksidaciona stanja elemenata u spojevima. Sumpor dioksid. Geohemičar. Hidrosulfidi. Provjerite sami. Svojstva supstanci. Reakcija sa kiseonikom. Vodonik sulfidna kiselina.

1Photo
2. Alotropija – postojanje dvije ili više jednostavnih supstanci istog hemijskog elementa, različite strukture i svojstava – tzv. alotropske modifikacije ili forme.
Bijeli fosfor je žućkasto-bijela supstanca (zbog nečistoća po mekoći podsjeća na vosak. Vrlo aktivna supstanca; i svijetli jer je već na sobnoj temperaturi oksidiran kisikom iz zraka. Veoma otrovna i smrdljiva supstanca.
Žuti frsfor je jednostavno nerafinirani bijeli fresfor. Boja - od žute do smeđe. Jednako aktivan kao i bijeli fosfor, spontano se zapali u zraku.
Crveni fosfor je manje aktivna tvar od bijelog ili žutog fosfora, manje je rastvorljiv u vodi i ne pali se spontano i ne svijetli na zraku. Manje otrovno.
Crni fosfor je crna tvar metalnog sjaja, mastan je na dodir i izgleda vrlo sličan grafitu. Crni fosfor čak provodi električnu energiju, što je obično slučaj s metalima. Pri određenom pritisku, može se transformirati u modifikaciju koja se naziva metalni fosfor.
3. Najčešći je bijeli fosfor – ima voštanu strukturu i vrlo je toksičan. Tačka topljenja ove supstance je četrdeset četiri stepena Celzijusa, a tačka ključanja je dve stotine osamdeset stepeni. Trenjem ovog materijala vrlo brzo se zapali, pa ga seku tek nakon stavljanja u vodenu sredinu. Ako ga dugo zagrijavate na temperaturi od dvjesto pedeset stepeni Celzijusa, pretvara se u crveni fosfor. Ova supstanca je predstavljena u obliku smeđe-crvenog praha. Crveni fosfor, za razliku od bijelog, nije otrovan. Najstabilniji oblik postojanja ovog elementa može se nazvati crnim fosforom, koji je po nekim vanjskim karakteristikama sličan metalu: ima osebujan sjaj, ima visoku tvrdoću, električnu i toplinsku provodljivost.
4. Hemijska svojstva fosfora su u velikoj mjeri određena njegovom alotropskom modifikacijom. Bijeli fosfor je vrlo aktivan; u procesu prijelaza na crveni i crni fosfor smanjuje se kemijska aktivnost. Bijeli fosfor u zraku, kada se oksidira kisikom zraka na sobnoj temperaturi, emituje vidljivu svjetlost; sjaj je posljedica fotoemisione reakcije oksidacije fosfora. 1) Fosfor se lako oksidira kisikom.
2) U interakciji je sa mnogim jednostavnim supstancama - halogenima, sumporom, nekim metalima, pokazujući oksidaciona i redukciona svojstva; sa metalima je oksidaciono sredstvo i stvara fosfide.
3) Jaki oksidanti pretvaraju fosfor u fosfornu kiselinu.
4) Interagira sa vodenom parom na temperaturama iznad 500 °C, javlja se reakcija disproporcionalnosti sa stvaranjem fosfina i fosforne kiseline: 8P+12H2O➡5PH3+3H3PO4.
5. Fosfor se dobija iz apatita ili fosforita kao rezultat interakcije sa koksom i silicijum dioksidom na temperaturi od oko 1600°C:
2Ca3+(PO4)2+10C+6SiO2➡P4+10CO+6CaSi3.
6. Crveni fosfor je glavna modifikacija koju proizvodi i troši industrija. Koristi se u proizvodnji šibica, eksploziva, zapaljivih kompozicija, raznih vrsta goriva, kao i maziva za ekstremne pritiske, kao getter u proizvodnji sijalica sa žarnom niti.
7. Fosfor je prisutan u živim ćelijama u obliku orto- i pirofosforne kiseline, deo je nukleotida, nukleinske kiseline, fosfoproteini, fosfolipidi, koenzimi, enzimi. Ljudske kosti se sastoje od hidroksiapatita 3Ca3(PO4)3Ca(OH)2. Sastav zubne cakline uključuje fluoropate. Metabolizam fosfornih jedinjenja regulišu hormoni i vitamin D. Sa nedostatkom fosfora u organizmu nastaju različite bolesti kostiju.

Uvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P - hemijski element Grupa V periodni sistem Atomski broj Mendeljejeva 15, atomska masa 30,973762(4). Razmotrimo strukturu atoma fosfora. Vanjski energetski nivo atoma fosfora sadrži pet elektrona. Grafički to izgleda ovako:

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 3 3d 0

Godine 1699. hamburški alhemičar X. Brand, u potrazi za "kamenom filozofa" koji je navodno sposoban pretvoriti obične metale u zlato, kada je isparavao urin s ugljem i pijeskom, izolovao je bijelu voštanu supstancu koja bi mogla svijetliti.

Naziv "fosfor" dolazi od grčkog. "phos" - svjetlo i "phoros" - nosač. U Rusiji je termin „fosfor“ uveo 1746. godine M.V. Lomonosov.

Glavna jedinjenja fosfora su oksidi, kiseline i njihove soli (fosfati, dihidrogen fosfati, hidrogen fosfati, fosfidi, fosfiti).

U gnojivima se nalazi mnogo tvari koje sadrže fosfor. Takva gnojiva se nazivaju fosforna gnojiva.

Fosfor kao element i kao jednostavna supstanca

Fosfor u prirodi

Fosfor je jedan od uobičajenih elemenata. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori iznosi oko 0,08%. Zbog svoje lake oksidacije, fosfor se u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Glavni minerali fosfora su fosforiti i apatiti, od kojih je najčešći fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2. Fosforiti su rasprostranjeni na Uralu, Volgi, Sibiru, Kazahstanu, Estoniji i Bjelorusiji. Najveća nalazišta apatita nalaze se na poluostrvu Kola.

Fosfor je neophodan element živih organizama. Prisutan je u kostima, mišićima, moždanom tkivu i nervima. Molekuli ATP-a su građeni od fosfora - adenozin trifosforne kiseline (ATP je sakupljač i nosilac energije). Odraslo ljudsko tijelo sadrži u prosjeku oko 4,5 kg fosfora, uglavnom u kombinaciji s kalcijem.

Fosfor se takođe nalazi u biljkama.

Prirodni fosfor se sastoji od samo jednog stabilnog izotopa 31 R. Danas je poznato šest radioaktivnih izotopa fosfora.

Fizička svojstva

Fosfor ima nekoliko alotropnih modifikacija - bijeli, crveni, crni, smeđi, ljubičasti fosfor, itd. Prve tri od njih su najviše proučavane.

Bijeli fosfor- bezbojna, žućkasta kristalna tvar koja svijetli u mraku. Gustina mu je 1,83 g/cm3. Nerastvorljiv u vodi, rastvorljiv u ugljen-disulfidu. Ima karakterističan miris po belom luku. Tačka topljenja 44°C, temperatura samopaljenja 40°C. Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom u mraku (na svjetlu se pretvara u crveni fosfor). Na hladnoći, bijeli fosfor je krhak, na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i može se rezati nožem.

Molekuli bijelog fosfora imaju kristalna rešetka, u čijim se čvorovima nalaze molekuli P 4, koji imaju oblik tetraedra.

Svaki atom fosfora povezan je sa tri?-veze sa ostala tri atoma.

Bijeli fosfor je otrovan i uzrokuje teško zacjeljive opekotine.

Crveni fosfor- praškasta tvar tamnocrvene boje, bez mirisa, nerastvorljiva u vodi i ugljičnom disulfidu i ne svijetli. Temperatura paljenja 260°C, gustina 2,3 g/cm 3 . Crveni fosfor je mješavina nekoliko alotropnih modifikacija koje se razlikuju po boji (od grimizne do ljubičaste). Svojstva crvenog fosfora zavise od uslova njegove proizvodnje. Nije otrovno.

Crni fosfor Izgleda kao grafit, mastan je na dodir i ima svojstva poluprovodnika. Gustina 2,7 g/cm3.

Crveni i crni fosfor imaju atomsku kristalnu rešetku.

Hemijska svojstva

Fosfor je nemetal. U jedinjenjima obično pokazuje oksidacijsko stanje od +5, rjeđe - +3 i -3 (samo u fosfidima).

Reakcije s bijelim fosforom su lakše nego s crvenim fosforom.

I. Interakcija sa jednostavnim supstancama.

1. Interakcija sa halogenima:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (fosfor (III) hlorid),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (fosfor (V) hlorid).

2. Interakcija sa nemetalima:

2P + 3S = P 2 S 3 (fosfor (III) sulfid.

3. Interakcija sa metalima:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (kalcijum fosfid).

4. Interakcija sa kiseonikom:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (fosfor (V) oksid, fosforni anhidrid).

II. Interakcija sa složenim supstancama.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.

Potvrda

Fosfor se dobija iz zdrobljenih fosforita i apatita, koji se mešaju sa ugljem i peskom i kalcinišu u pećima na 1500°C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.

Fosfor se oslobađa u obliku pare, koja se kondenzira u prijemniku pod vodom, formirajući bijeli fosfor.

Kada se zagrije na 250-300°C bez pristupa zraka, bijeli fosfor prelazi u crveni.

Crni fosfor se dobija dugotrajnim zagrevanjem belog fosfora na veoma visokom pritisku (200°C i 1200 MPa).

Aplikacija

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica (vidi sliku). To je dio mješavine na koju se nanosi bočna površina kutija šibica. Glavna komponenta glave šibice je Bertoletova so KClO3. Zbog trenja glave šibice o lubrikant, čestice fosfora u zraku se pale. Kao rezultat reakcije oksidacije fosfora, oslobađa se toplina, što dovodi do razgradnje Bertholletove soli.

Rezultirajući kiseonik pomaže u paljenju glave šibice.

Fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju provodnika i sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput limene bronce.

Fosfor se također koristi u proizvodnji fosforne kiseline i pesticida (dihlorvos, klorofos, itd.).

Bijeli fosfor se koristi za stvaranje dimnih zavjesa, jer se njegovim sagorijevanjem proizvodi bijeli dim.

Fosfor (P) je tipičan nemetal sa relativnom atomskom masom od 31. Struktura atoma fosfora određuje njegovu aktivnost. Fosfor lako reagira s drugim tvarima i elementima.

Struktura

Struktura atoma elementa fosfora ogleda se u periodnom sistemu Mendeljejeva. Fosfor se nalazi na broju 15 u petoj grupi, trećem periodu. Posljedično, atom fosfora se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra (+15) i tri elektronske ljuske, koje sadrže 15 elektrona.

Rice. 1. Pozicija u periodnom sistemu.

Grafički, struktura atoma izgleda ovako:

• +15 P) 2) 8) 5 ;
• 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Fosfor je p-element. Na vanjskom energetskom nivou nalazi se pet elektrona u pobuđenom stanju, koji određuju valenciju elementa. U normalnom stanju, vanjski nivo ostaje nepotpun. Tri nesparena elektrona ukazuju na oksidaciono stanje (+3) i treću valenciju. Fosfor lako prelazi iz normalnog stanja u pobuđeno stanje.

Rice. 2. Struktura fosfora.

Jezgro se sastoji od 15 protona i 16 neurona. Da biste izbrojali broj neurona, morate oduzeti od relativnog atomska masa redni broj elementa je 31-15=16.

Alotropija

Fosfor ima nekoliko alotropskih modifikacija, koje se razlikuju u strukturi kristalne rešetke:

• bijela- otrovna tvar nalik vosku koja svijetli u mraku jer... oksidira na niskim temperaturama;
• žuta- nerafinirani bijeli fosfor (ima nečistoće);
• crvena- manje toksična supstanca od bijelog ili žutog fosfora, ne pali se i ne svijetli;
• crna- grafitna tvar s metalnim sjajem, provodi električnu struju i može se transformirati u metalni fosfor.

Rice. 3. Vrste fosfora.

Bijeli fosfor je najaktivnija modifikacija elementa, koja brzo oksidira na zraku, pa se bijeli fosfor skladišti pod vodom.

Svojstva

Fosforni oblici:

• fosforna kiselina (H 3 PO 4);
• oksidi P 2 O 5 i P 2 O 3;
• fosfin je isparljivo otrovno jedinjenje sa vodonikom (PH 3).

Fosfor reaguje sa jednostavnim supstancama - metalima i nemetalima, pokazujući redoks svojstva. Glavne reakcije sa fosforom opisane su u tabeli.

Fosfor formira oko 200 minerala, od kojih je jedan apatit. Fosfor je dio vitalnih spojeva - fosfolipida, koji čine sve ćelijske membrane.

Šta smo naučili?

Pogledali smo dijagram strukture atoma fosfora. Formula atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Element može preći u pobuđeno stanje sa valentnošću V. Poznato je nekoliko modifikacija fosfora - bijela, žuta, crvena, crna. Najaktivniji - bijeli fosfor - sposoban je za spontano izgaranje u prisustvu kisika. Element reaguje sa mnogim metalima i nemetalima, kao i sa kiselinama, bazama i vodom.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 3.9. Ukupno primljenih ocjena: 104.