строение атома фосфора и его свойства и получил лучший ответ

Ответ от Helga[гуру]

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор обладает молекулярной кристаллической решеткой; это вещество желтоватого цвета с чесночным запахом. В парах имеет состав Р4.На воздухе воспламеняется при 18ºС. При хранении на свету переходит в красный. В воде нерастворим, зато хорошо растворим в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Он весьма ядовит: 0,1 г белого фосфора – смертельная доза для человека.

Красный фосфор – порошок со слабо выраженной кристаллической структурой и поэтому названный аморфным, темно-красного цвета, имеет атомную решетку, весьма гигроскопичен (легко поглощает воду) , но в воде нерастворим; нерастворим он и в сероуглероде.
Красный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора без доступа воздуха при 450ºС. В отличие от белого – не ядовит, запаха не имеет, воспламеняется при 250 - 300ºС.

Фиолетовый и черный фосфор также получают из белого при высоких давлении и температуре. Черный фосфор обладает металлическим блеском, проводит электричество и тепло. Следовательно, у фосфора в незначительной степени проявляются металлические свойства

Химические свойства фосфора

В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.
Белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.
Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240ºС.
При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит непосредственное превращение химической энергии в световую.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства.

1. С кислородом.
При горении фосфора образуется белый
густой дым. Белый фосфор самовоспламеняется
на воздухе, а красный горит при поджигании.
Фосфор сгорает в кислороде ослепительно
ярким пламенем.
4P + 3O2(недостат) → 2P2O3 (P4O6)
4P + 5O2(избыток) → 2P2O5 (P4O10)

2. С галогенами.
С элементами, обладающими большей, чем у фосфора, электроотрицательностью, фосфор реагирует очень энергично.
Если в сосуд с хлором внести красный фосфор, то через несколько секунд он
самовоспламеняется в хлоре. При этом обычно получается хлорид фосфора (III).
4P + 6Cl2(недостат) → 4PCl3
4P + 10Cl2(избыток) → 4PCl5

3. С серой при нагревании.
4P + 6S → 2P2S3
4P + 10S → 2P2S5

4. Фосфор окисляет при нагревании почти все металлы, образуя фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2
Фосфиды металлов легко гидролизуются водой.
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

5. Красный фосфор окисляется водой при температуре около 800ºС в присутствии катализатора – порошка меди:
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

6. Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании фосфор:

2P + 5H2SO4(к) → 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

7. Азотная кислота при нагревании окисляет фосфор

P + 5HNO3(к) → 5NO2 + H3PO4 + H2O
3P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 5NO + 3H3PO4

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: строение атома фосфора и его свойства

Тема урока: Фосфор. Строение атома, аллотропия, свойства белого и красного фосфора, их применение. Основные соединения: оксид фосфора (V), ортофосфорная кислота и фосфаты. Фосфорные удобрения.

ДОШ № 112, Трубчанинова Н. И.,

урок химии 9 класс

• Изучить свойства фосфора, особенности строения его атома, аллотропию, физические и химические свойства простого вещества, познакомиться с основными соединениями фосфора, их свойствами и применением.
• Развивать умения анализировать, выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, исходя из строения и свойств, умение владеть химической терминологией, четко формулировать и высказывать мысли.
• Привить интерес к предмету. Показать важность знания химии в повседневной жизни.

Опорные понятия

Перед началом урока проверьте себя!

Что означают следующие понятия?

Если вы не знаете, то найдите определения и выпишите в тетрадь.

• Аллотропия.
• Аллотропные модификации.
• Неметаллические свойства.
• Окислитель.
• Восстановитель.
• Кислотный оксид.

Фосфор: положение в ПСХЭ и строение атома.

Положение в ПСХЭ

N = 15, A r (P) = 31

3 период, V-А группа.

р -элемент, неметалл

15 Р) 2) 8) 5 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

P 4 Тетраэдрическое строение.

Желтый фосфор

ρ = 1, 83 г/см 3

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

Белое мягкое вещество.

Черный фосфор

Имеет молекулярную кристаллическую решетку

P n – полимер со сложной структурой.

Кристаллическое вещество пурпурно-красного цвета, имеет металлический блеск.

Т пл = 43,1 °С

Черное кристаллическое вещество с металлическим блеском.

Более термодинамически стабильная модификация, чем белый Р. Активность ниже, чем у белого Р.

Т кип = 280 °С

Наиболее стабильная аллотропная модификация.

Ядовит, огнеопасен.

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Плохо растворим в воде, легко – в органических растворителях.

(неочищенный белый фосфор)

Красный фосфор

ρ = 1, 823 г/см 3

Окисляется кислородом воздуха и светится (бледно-зеленое свечение) – явление хемилюминесценции. (см. Приложение 2)

Плохо растворим в воде и в органических растворителях.

Черный фосфор

Не растворим в воде и в органических растворителях.

Т пл = 44,1 °С

См. Приложение 1, 3

Очень хорошо проводит электрический ток.

Т пл = 1000 °С (при повышенном давлении)

Аллотропия фосфора

Белый фосфор

Желтый фосфор

Ядовит, вызывает ожоги кожи

(неочищенный белый фосфор)

Под действием света, при повышении температуры переходит в красный фосфор.

Красный фосфор

Черный фосфор

Не самовоспламеняется.

Менее ядовит.

При повышении давлении переходит в металлическую фазу.

Нахождение в природе

• В земной коре ~ 0,08 % фосфора.
• В составе минералов – апатитов 3Са 3 (PO 4) 2 ∙CaF 2 , фосфатов Са 3 (PO 4) 2 , фосфоритов.
• В организме человека – в составе белков.
• Кости человека и зубная эмаль состоят из гидроксиапатита кальция.
• Фосфор – биогенный элемент, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, ферментов, коферментов и др.

Токсичность

• Красный фосфор – практически нетоксичен.
• Белый фосфор – очень ядовит, растворим в липидах, вызывает ожоги кожи. Смертельная доза – 50 – 150 мг.

Получение

1. Восстановление апатитов и фосфоритов.

Са 3 (PO 4) 2 + 10С + 6SiO 2 → P 4 + 10CO +6CaSiO 3

2. Восстановление других соединений, содержащих фосфор.

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO

Химические свойства

I. P – окислитель.

1.1. Реакции с металлами – образование фосфидов.

2P + 3Ca → Ca 3 P 2 – фосфид кальция (см.Приложение 4)

2P + 3Mg → Mg 3 P 2 – фосфид магния

Фосфиды разлагаются с образованием газа фосфина – PH 3 (см.Приложение 5) :

Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4(р) → 2PH 3 + 3 MgSO 4

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.1. С кислородом – образование оксидов (см.Приложение 6).

4P + 3О 2 → 2P 2 O 3

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

2.2. С другими неметаллами – образование сульфидов, галогенидов.

2P + 3S → P 2 S 3

2P + Сl 2 → 2PCl 3

Не взаимодействует с водородом.

Химические свойства

II. P – восстановитель.

2.3. Реакции с сильными окислителями – окисляется до H 3 PO 4

2P + 5H 2 SО 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Реакция с бертолетовой солью KClO 3 – происходит при поджигании спичек:

6P + 5 KClO 3 → 5 KCl + 3P 2 O 5

Применение фосфора

Основное свойство – горючесть.

• Производство спичек (находится на боковой поверхности коробка, при трении головки, в состав которой входит KClO 3 и S, происходит воспламенение.
• Производство взрывчатых веществ, зажигательных смесей, топлив
• Производство удобрений

P 2 O 5 , реальная формула – P 4 H 10

Физические свойства

Белый гигроскопичный порошок.

Получение

1. Горение фосфора в избытке воздуха или кислорода.

4P + 5О 2 → 2P 2 O 5

Химические свойства

Кислотный оксид – свойства типичные для кислотного оксида: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями с образованием солей – фосфатов.

Оксид фосфора(V) – фосфорный ангидрид

1.1. Особо реагирует с водой

На холоду: P 2 O 5 + H 2 O → 2HPO 3 метафосфорная кислота.

При нагревании: P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ортофосфорная кислота.

При дальнейшем нагревании: 2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 пирофосфорная кислота

Применение

• Осушитель газов и жидкостей.
• Промежуточной продукт в получении ортофосфорной кислоты.
• В органическом синтезе – в реакциях дегидратации и конденсации.

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4

Физические свойства

Бесцветное гигроскопичное твердое вещество,

Хорошо растворимо в воде.

Получение

1. Взаимодействие оксида фосфора(V) с водой при нагревании.

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

2. Взаимодействие ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании.

Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 → 3CaSO 4 + 2 H 3 PO 4

3. Взаимодействие фосфора с концентрированной азотной кислотой.

3P + 5HNО 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO

Ортофосфорная кислота

Химические свойства

I. Общие свойства кислот

1.1. Диссоциация.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов. Диссоциация протекает в 3 стадии.

H 3 PO 4 ⇄ H + + H 2 PO 4 - - дигидрофосфат-ион

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2- - гидрофосфат-ион

HPO 4 2- ⇄ H + + PO 4 3- - - ортофосфат-ион

1.2. С металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

3Mg + 2H 3 PO 4 →Mg 3 (PO4) 2 + 3H 2

1.3. C основаниями и аммиаком

Если кислота взята в избытке – образуются кислые соли:

Ортофосфорная кислота

H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

H 3 PO 4 + 2NH 3 →(NH4) 2 HPO 4

H 3 PO 4 + NaOH → NaH 2 PO 4 + H 2 O

1.4. C основными оксидами

3CaO + H 3 PO 4 → Са 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

1.5. C cолями слабых кислот

2H 3 PO 4 + 3Na 2 СO 3 → 2 Na 3 PO 4 + 3СО 2 + 3H 2 O

II. Cпецифические свойства

2.1. Переход в метафосфорную кислоту при нагревании.

2H 3 PO 4 → H 2 O + H 4 P 2 O 7 – пирофосфорная кислота

H 4 P 2 O 7 → 2HPO 3 + H 2 O – метафосфорная кислота

Ортофосфорная кислота

2.2. Качественная реакция на ортофосфат-ион – PO 4 3-

Реакция с раствором нитрата серебра(І), образует фосфат серебра - появляется желтый осадок (см. Приложение 7).

H 3 PO 4 + 3AgNO 3 → Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3

желтый осадок

Применение

• Производство минеральных удобрений.
• При пайке для удаления ржавчины.
• Входит в состав фреонов-хладоагентов в промышленных морозильных установках.
• Пищевая добавка E338, регулятор кислотности в напитках.

• 1. Прочитать параграфы 29, 30.
• 2. Выполнить задание письменно: 1, 2, 3 (с.110)

Приложение 1 Сравнение температуры воспламенения белого и красного фосфора

Приложение 2 Свечение белого фосфора

Приложение 3 Превращение красного фосфора в белый

Приложение 4 Получение фосфида кальция из простых веществ

Приложение 5 Гидролиз фосфида кальция

Приложение 6 Горение белого фосфора под водой

Приложение 7 Качественная реакция на ортофосфат-ион

В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.

Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.

Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.

Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.

Физические и химические свойства фосфора

Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.

Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.

Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.

Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.

Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.

В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.

Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.

Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.

Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.

Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.

Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.

Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.

Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .

Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.

Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.

Применение фосфора

Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.

В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.

В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .

Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.

Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .

Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.

В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.

Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.

Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.

Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.

Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .

Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.

Добыча фосфора

В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.

Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.

Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.

В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.

Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».

Цена фосфора

Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.

Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A r (P) = 31 .

Р +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p – элемент, неметалл

Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d -орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S 2 – электронов и один из них может перейти на 3d – орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V .

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллот ропных видоизменений: белый , красный и чёрный фосфор

"Свечение белого фосфора в темноте"

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 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 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. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

ТОКСИКОЛОГИЯ 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 0,03 мг/м³.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

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

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель	Восстановитель
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Опыт "Получение фосфида кальция" 2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (р- р)= 2PH 3 + 3MgSO 4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция" Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I	1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой" "Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора" 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
	2. С неметаллами - восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом .
	3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.
	4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. 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, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

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

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.
Происходит реакция:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Для последней реакции PH 3 -> P 2 O 5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

"Химия. 8 класс". О.С. Габриелян

Вопрос 1 (1).

а) - схема строения атома алюминия; б) - схема строения атома фосфора; в) - схема строения атома кислорода.

Вопрос 2 (2).
а) сравним строение атомов азота и фосфора.

Строение электронной оболочки этих атомов схоже, оба на последнем энергетическом уровне содержат по 5 электронов. Однако у азота всего 2 энергетических уровня, а у фосфора - 3.
б) Сравним строение атомов фосфора и серы.

Атомы фосфора и серы имеют по 3 энергетических уровня, причем у каждого последний уровень незавершенный, но у фосфора на последнем энергетическом уровне 5 электронов, а у серы 6.

Одним из используемых легирующих материалов является фосфор. Фосфор имеет пять электронов в своей внешней оболочке. То, что происходит, когда атом фосфора соединяется с кристаллической структурой с кремнием, заключается в том, что один электрон в своей внешней оболочке не может соединяться с атомом кремния и поэтому свободен.

Этот элемент имеет только три электрона в своей внешней оболочке. Когда эта добавка добавляется во время производства, появляется свободное пространство или отверстие, где «электрон» может входить в кристаллическую решетку кремния. Отверстия считаются положительными носителями заряда, хотя они не содержат физического заряда. Способность атома кремния принять другой электрон в его внешней оболочке делает отверстие, по-видимому, положительным зарядом. Отверстия делают проводящий кристалл кремния.

Вопрос 3 (3).
Атом кремни я содержит в ядре 14 протонов и 14 нейтронов. Число электронов, находящихся вокруг ядра, как и число протонов равно порядковому номеру элемента. Число энергетических уровней определяется номером периода и равно 3. Число внешних электронов определяется номером группы и равно 4.

Вопрос 4 (4).
Количество содержащихся в периоде элементов равно максимально возможному числу электронов на внешнем энергетическом уровне и это число определяется по формуле 2n 2 , где n - номер периода. Поэтому в первом периоде содержится только 2 элемента (2 . 1 2 = 2), а во втором периоде 8 элементов (2 . 2 2 = 8).

К одному, смотрящему на прыжки электронов, кажется, что дырки в кремнии движутся в противоположном направлении к потоку электронов. Выделено происхождение сегнетоэлектричества. Увеличение и перегруппировка ковалентности химических связей связаны с изменением валентной зоны при переходе от параэлектрической фазы к сегнетоэлектрической. Ключевые слова: сегнетоэлектричество, фазовый переход, химическое связывание.

Строение атомов. Строение электронной оболочки атома

Если понижение энергии, связанное с гибридизационным взаимодействием, больше, чем интерсиональное отталкивание, противоположное ионному сдвигу, то возникает сегнетоэлектрическое искажение. Эта «стереохимическая активность одиночной пары» является движущей силой нецентрального искажения в сегнетоэлектриках. Этот эффект определяется балансом положительного и отрицательного вклада в общую энергию. Первый описывает короткодействующие силы отталкивания и связан с жесткими сдвигами ионов от исходных положений с высокой симметрией.

Вопрос 5 (5).
В астрономии - Период вращения Земли вокруг своей оси 24 часа.
В географии - Смена сезонов с периодом 1 год, а также морские приливы и отливы.
В физике - Периодические колебания маятника, движение поршня в двигателе внутреннего сгорания.
В биологии - Деление клеток микроорганизмов при оптимальных условиях через каждые 20 мин.

Второй отрицательный вклад описывает релаксацию электронной конфигурации в ответ на смещения ионов за счет образования ковалентных связей . Этот термин благоприятствует сегнетоэлектрическому искажению. Здесь появляется противоположная картина по сравнению с перовскитами, где единственная решетчатая мода может определять динамическую неустойчивость, связанную с сегнетоэлектрическим фазовым переходом. Рентгеновская фотоэлектронная спектроскопия подтверждает рост ковалентности химических связей в сегнетоэлектрической фазе.

На их сегнетоэлектрические свойства эффективно влияет состояние электронной подсистемы. Сравнение экспериментальных и расчетных релаксированных значений констант решетки демонстрирует разницу порядка 3% по порядку величины. Видно, что для кластеров уровень энергии около -15 эВ в основном определяется гибридизацией орбиталей фосфора.

Вопрос 6 (6).
Электроны и строение атома были открыты в начале ХХ века, чуть позже было написано это стихотворение, которое отражает во многом нуклеарную, или планетарную, теорию строения атома, а также В. Брюсов допускает возможность, что и электроны тоже сложные частицы, строение которых учёные ещё не изучили.