Автор конспекта:
Автор(ы): — Петренко Елена

Регион: — Челябинская область

Характеристика конспекта:
Уровни образования: — основное общее образование

Класс(ы): — 8 класс

Предмет(ы): — Химия

Целевая аудитория: — Учащийся (студент)

Тип ресурса: — проект

Краткое описание ресурса: —

Исследоваетельская работа на тему Фосфор — элемент жизни. Включает в себя основные сведения о фосфоре и опыты с красным фосфором.

VIIгородской конкурс

реферативно-исследовательских работ для учащихся 1-8 класса

«Интеллектуалы XXIвека»

( секция естествознания, химия )

Фосфор – элемент жизни

Автор: Петренко Елена

8 «а» класс, МБОУ гимназия №63

г.Челябинска

Научный руководитель:

Малышева Нина Васильевна,

Учитель химии высшей категории

Челябинск

2012

План

I.Введение………………………………………………………………..3

II.Фосфор…………………………………………………………………3

III.Химические свойства фосфора…………………………………… 8

IV.Биологическая роль соединений фосфора………………………9

V.Опыты…………………………………………………………………..11

VI.Выводы…………………………………………………………………13

VII.Приложение………………………………………………………….14

I.Введение

Тема моей работы «Фосфор – элемент жизни». Я учусь в восьмом классе гимназии №63. Мне очень нравится химия и в будущем я собираюсь стать медиком. Мне стало интересно узнать о таком биогенном элементе, как фосфор: истории открытия этого элемента, его влиянии на жизнь и организм человека, где и для чего его применяют.

Цели моего исследования:

• Изучить физические свойства фосфора
• Изучить химические свойства фосфора
• Разобраться в правилах техники безопасности при работе с белым фосфором
• Изучить воздействие фосфора на организм человека
• Изучить применение фосфора в бытовой жизни человека

Объектом моего исследования является фосфор. Для изучения этого элемента я провела специальные опыты по переходу одного вида фосфора в другой.

Актуальность:Фосфор действительно является элементом жизни. Он содержится в костях человека, а так же в организмах животных и растений. При недостатке этого элемента у человека развиваются серьёзные заболевания. Ещё фосфор широко применяется на производстве. Я считаю, что каждому человеку необходимо знать о роли фосфора в жизни человека.

II.Фосфор

Фосфор (от греч. phosphoros — светоносный; лат. Phosphorus) — один из самых распространённых элементов земной коры. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, черный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

1.Фосфор в периодической системе Д.И.Менделеева:

• Неметалл
• Символ — Р
• Период – 3- малый
• Главная подгруппа Vгруппы
• Порядковый номер 15
• Валентные электроны 3s23p3
• Валентность 3,5
• Относительная электроотрицательность 2,1
• Степень окисления в соединениях: +5, +4, +3, +1, -3, -2
• Радиус атома 0,13 нм
• Относительная атомная масса 30,97376
• Имеет 6 искусственных изотопов
• tпл. – 44,15ºС
• tкип. – 276,85 ºС

2.История открытия.

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятных запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности. В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Картина Джозефа Райта «Алхимик, открывающий фосфор» предположительно описывающая открытие фосфора Хеннигом Брандом, 1771 год. Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем. Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

3.Способ получения фосфора

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.

4.Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество с температурой плавления 44,1 °С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой (4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2) выделяется ядовитый газ фосфин (РН3), для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания желтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Молекула белого фосфора Р4 состоит из четырёх атомов, соединённых в виде тетраэдра. Фосфорный тетраэдр внутри пустой, это просто «клетка» из атомов фосфора.

Красный фосфор

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают используют по назначению

.

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×105 Па.

Молекула чёрного фосфора построена из объёмных шестиугольников с атомами фосфора в вершинах, связанных друг с другом в слои.

Металлический фосфор

При 8,3×1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25×1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

5.Применение и роль фосфора

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. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

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, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов (NPK), участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

III. Химические свойства фосфора

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.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

Взаимодействие со щелочами

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

С водородом (H2) фосфор не реагирует. Соединение PH3 – газ фосфин получают из фосфидов.

Фосфин: бесцветный газ с резким запахом

ядовит

плохо растворим в воде

воспламеняется в воздухе

Получение:

IV. Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг.

Содержание фосфора:

1.В организме человека

Костная ткань (более 5000мг/100г сухого в-ва)

Ткани мозга (около 4000мг/100г сухого в-ва)

Мышцы (220-270мг/100г сухого в-ва)

2.В тканях растений

230-350мг/100г сухого в-ва

3.В тканях морских животных

400-1800мг/100г сухого в-ва

4.В тканях наземных животных

1700-4400мг/100г сухого в-ва

5. В организме бактерий

около 3000мг/100г сухого в-ва

При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей и остеопороз. Для поддержание кол-ва фосфора в организме нужно употреблять в пищу фосфоросодержащие продукты: сыр, мясо, рыба, яйца, зёрно бобовые культуры(горох, фасоль и др.)

При избытке фосфора происходит:

• Вымывание кальция из костей
• Воспаление слизистых оболочек верхних дыхательных путей
• Токсический гепатит
• Остеопороз
• Ломкость
• Омертвение костной ткани
• Поражение сердечно-сосудистой системы
• Поражение нервной системы

Токсикология элементарного фосфора

Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2—3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений — 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе — 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

V. Опыты

Опыт 1. Получение небольшого количества белого фосфора из красного. Опыт я проводила в пробирке длиной 17—20 см и диаметром 1,5 см в атмосфере углекислого газа.

В пробирку, которую я держу в вертикальном положении, вношу 0,3—0,5 г сухого красного фосфора таким образом, чтобы стенки пробирки оставались чистыми.

Пробирку неплотно закрываю резиновой пробкой с доходящей почти до дна стеклянной трубкой, по которой в пробирку поступает слабый ток углекислого газа. После наполнения пробирки углекислым газом я выдвигаю стеклянную трубку так, чтобы оставшийся в пробирке кончик трубки был не длиннее 5—6 см. Пробирку у самого отверстия я закрепляю в зажиме штатива в горизонтальном положении и слегка нагреваю ту ее часть, где находится фосфор. При этом наблюдаю испарение красного фосфора и осаждение капелек белого фосфора на холодных стенках пробирки.

Опыт 2. Получение серебра из остатков белого фосфора

После того как пробирка с фосфором остыла, я приливаю в пробирку нитрат серебра (АgNO3). Наблюдаю растворение белого фосфора и выпадение осадка металлического серебра.

Опыт 3. Горение красного фосфора в воздухе.

Для проведения этого опыта я налила в колбу небольшое количество воды, а затем прилила индикатор – лакмус. Далее я беру фосфор в выпарительную ложечку и нагреваю его над горелкой. Когда фосфор загорается, я опускаю его в колбу с водой, окрашенной лакмусом, но при этом не касаясь ложечкой с фосфором воды, и затыкаю её резиновой пробкой. Колба начинает заполняться белым дымом. После нескольких минут наблюдения я вытаскиваю и вода буквально тут же становится красной. Это значит, что вода в колбе превратилась в кислоту.

Опыт 4 . Горение красного фосфора в кислороде.

В колбу, наполненную кислородом, помещаю горящий красный фосфор. Наблюдаю яркое горение фосфора с выделением белого дыма оксида фосфора. Делаю вывод: скорость реакции горения в чистом кислороде больше, чем в воздухе, т.к. в воздухе кислорода содержится 21%.

Опыт 5. Получение меди из остатков белого фосфора

После повторного получения белого фосфора, я беру остывшую пробирку и приливаю в неё сульфат меди (CuSO4). Наблюдаю растворение белого фосфора и выпадение осадка металлической меди.

VI. Выводы

В ходе проведённых мною исследований я:

В ходе проведенных мною опытов я:

После проведенных мною исследований можно сделать вывод: фосфор – очень важный элемент нашей жизни: он содержится в наших костях, тканях и органах, его недостаток или избыток приводит к серьезным заболеваниям. Так же фосфор применяют в производстве удобрений, которые очень важны для жизнедеятельности растений..

VII. Приложение

Опыт 1. Получение небольшого количества белого фосфора из красного.

Опыт 2. Получение серебра из остатков белого фосфора

Опыт 4 . Горение красного фосфора в кислороде

.

Файлы: Кроссворд.xls
Размер файла: 314368 байт.