Фосфор,получение фосфора,соединения фосфора,их свойства и применение

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:2P + 3Ca → Ca3P2,

2P + 3Mg → Mg3P2.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:2P + 3S → P2S3,

2P + 3Cl2 → 2PCl3.

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:4Р+3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.

Восстановительные свойства.Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

Применение.Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. Элементарный фосфорПожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть.Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.Фосфаты широко используются:в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды).

Сера.Свойства серы.Сероводород,его свойства.Сульфиты.Оксиды серы и их гидратные формы.Сернистая кислота,сульфиты и их свойства.Основы нитрозного и контактного метода ее получения.применение серной кислоты и ее солей.

Сера — элемент шестой группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом: S + O2 = SO2

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов:2S + Cl2 = S2Cl2

S + Cl2 = SCl2

При нагревании сера также реагирует с фосфором[7], образуя, видимо, смесь сульфидов фосфора[8], среди которых -- высший сульфид P2S5:

5S + 2P = P2S5

 

Сернистая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула H2SO3 .Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.

39)Хром.Оксид хрома(III) и гидрооксид.Соли хрома(IV).Окислительные свойства соединений хрома (VI) и влияние среды на продукты их восстановления.Применение хрома и его соединений.

Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr. Простое вещество хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Оксид хрома (III) Cr2O3 — очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета. Нерастворим в воде. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств.Получают термическим разложением дихромата аммония:(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ + 4H2O,

или дихромата калия:4K2Cr2O7 → 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2↑,

или прокаливанием гидроксида хрома(III):2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O.

 

Гидроксид хрома (III) — сложное неорганическое вещество с химической формулой Cr(OH)3.Гидроксид хрома (III) — амфотерный гидроксид. Серо-зеленого цвета, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrO(OH). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома(III).

 

Соединения хрома применяют:Cr2O3 – в качестве катализатора и абразивного материала (например, в оптической промышленности); CrO3 – для электролитического получения хрома и хромированных изделий.

 

⇐ Предыдущая123

Поделиться: