Geum.ru



ГОТОВЫЕ ДИПЛОМНЫЕ РАБОТЫ, КУРСОВЫЕ РАБОТЫ, ДИССЕРТАЦИИ И РЕФЕРАТЫ

Антропогенные факторы загрязнения окружающей среды соединениями фосфора

Автор www.zaochnik.com
Вуз (город) Москва
Количество страниц 40
Год сдачи 2007
Стоимость (руб.) 1500
Содержание Введение
Глава 1. Фосфор.
1.1 Особенности химии фосфора.
1.2 Фосфор – простое вещество.
1.3 Химические свойства .
1.4 Получение и применение.
Глава 2. Неорганические соединения фосфора.
2.1 Соединения фосфора со степенью окисления -3.
2.2 Оксиды фосфора
2.3 Фосфорсодержащие кислоты и их соли.
2.4 Соединения фосфора с неметаллами.
Глава 3. Органические соединения фосфора.
3.1 Фосфорорганических соединений.
3.2 Биологическая роль фосфора.
Глава 4. Геохимическая роль фосфора.
4.1. Круговорот фосфора в природе
4.2 Антропогенные факторы загрязнения соединения-ми фосфора.

Заключение
Используемая литература.
Список литературы 1. Угай Я.А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1989.
2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия,1993.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1975.
4. Петров и др. Неорганическая химия. – Л.: Химия,1989.
5. Ахметов Н.С. неорганическая хиимя.- М. : Высшая школа,1975.
6. Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. – М.: Мир,1993.
7. Трифонов Д.Н. , Трифонов В.Д. Как были открыты химические эле-менты. – М. : Просвещение.1980.
8. Нейланд О.Я. Органическая химия : Учебн. для хим. спец. вузов. – М. : Высшая школа,1990.
9. Степаненко Б.Н. Курс органической химии. Часть 1. – М. : Высшая школа, 1976.

10. Электронный научный журнал «ИССЛЕДОВАНО В РОССИИ» 1382 Добровольский В.В. Химия Земли. – М. : Просвещение,1980.
12. Никаноров А.М., Хоржуя Т.А. Экология.- М. ПРИОР,2000
Выдержка из работы Введение
Фосфор весьма распространённый элемент; его содержание в земной коре составляет 0.1 %, в морской воде его содержится гораздо меньше  (0,15-4,2) • 10-6 % . В свободном состоянии не встречается из-за своей химической ак-тивности, образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3F, фосфорит Ca3(PO4)2 и флюорит CaF2.
Фосфор — один из главных элементов-органогенов. Он входит в состав многих органических соединений, в том числе в состав соединений, из кото-рых состоят ткани животных и растений. Орга¬нические соединения фосфора играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов, принимают участие в биосинтезе нуклеиновых кислот, различных, ферментов, полисаха-ридов. Фос¬фор концентрируется живым веществом, где его содержание при¬мерно в 10 раз больше, чем в земной коре.
Фосфор – шестой по содержанию элемент в организме человека после ки-слорода, водорода, углерода, азота и кальция. Количество фосфора составляет 1–1,5% от массы тела. Суточная потребность в элементе для беременных и кормящих женщин составляет 1500 мг, для детей 2–6 лет 800 мг, детей 10–12 лет – 1200 мг, взрослого человека 800 мг.
Фосфор открыт в 1669 г. Самое интересное, пожалуй, то, что из всех древ-них и средневековых элементов только фосфору может быть припи¬сана со-вершенно точная (с точностью до года) дата обнару¬жения.
Открытие фосфора — это важное и неожиданное собы¬тие XVII в. Оно про-извело большое впечатление на просвещен¬ные умы, если не сказать, вызвало сенсацию. Причиной тому было совершенно необычное свойство вещества (элементом его назвать было бы преждевременно): оно само по себе при обыч¬ной температуре светилось на воздухе. Такого рода вещества (например, болонский камень — продукт прокаливания мине¬рала барита с углем и мас-лом, т. е. сульфид бария BaS) на¬зывались фосфорами (от греческого фос — «свети» и форо — «несу»). Так будущее название появилось раньше откры-тия самого элемента. Необычной была и история его открытия.
В Гамбурге жил разорившийся торговец Хенинг Брандт. Алхимия в то время уже постепенно начинала сдавать свои позиции, но вера в су¬ществование философского камня еще жила. Верил в него и X. Брандт. Желая поправить свои торговые дела, он стал отыс¬кивать первичную материю в раз-личных соединениях. В круг его исследований попала и человеческая моча. X. Брандт вы¬парил мочу до сиропообразной консистенции, затем перегнал и получил жидкость красного цвета, которую он назвал уринным маслом. Пе-регнав эту жидкость еще раз, X. Брандт обна¬ружил на дне реторты черный осадок: После долгого прокали¬вания остаток переходил в белое светящееся вещество, оседав¬шее на стенках колбы-приемника. Можно представить себе радость алхимика! Ведь он считал, что выделил элементарный огонь. X. Брандт постарался сохранить свой секрет в тайне и продолжал работы с фос-фором, надеясь получить с его помо¬щью золото из других металлов. Эти ра-боты, как и следовало, ожидать, ни к чему не привели. Не получив золота из неблагородных металлов, он решил заняться продажей нового диковинного вещества, стараясь при этом не сообщать никому способ его приготовления. Но и это не удалось. Фосфор, как только стал известен в Европе, сразу же привлек к себе вни¬мание многих ученых и они стали заниматься изучением фосфора, а позже и его соединений.
Ещё одной особенностью фосфора является то, что он является “чистым“ элементом — состоит только из атомов Р31. Изотопы фосфора 32Р и 33 Р в природе не встречаются, их получают с помощью ядерных реакций, их пе-риоды полураспада составляют соответственно 14,23 и 25,3 дня.

Глава 1. Фосфор – простое вещество.
1.1 Особенности химии фосфора.
Второй типический элемент V группы фосфор является неметаллом. По величине ОЭО он усту¬пает таким типичным неметаллам, как фтор, кислород, хлор, азот и сера. Увеличение главного квантового числа и атомного радиуса в группе при переходе от азота к фосфору обусловливает ряд осо¬бенностей химии фосфора.
Во-первых, сумма первых пяти ионизационных потенциалов резко падает от азота (266,8 В) к фосфору (176,7 В). Это ведет к стабильности положи-тельных степеней окисления, включая выс¬шую характеристическую степень окисления +5. Именно поэтому все производные фосфора, содержащие фос-фор в степенях окисления меньше +5, проявляют себя как восстановители. В то же время со¬единения фосфора (+5) окислителями не являются. Этим же объяс¬няется большая устойчивость кислородных соединений фосфора по сравнению с таковыми азота. Наоборот, водородные соединения фос¬фора ме-нее стабильны, чем водородные соединения азота.
Во-вторых, валентные возможности фосфора гораздо богаче, чем у азота, вследствие наличия у первого вакантных 3d-орбиталей.

При промотировании электрона на одну из 3d-орбиталей у атома фосфора появляются 5 не спаренных электронов, которые только по обменному меха-низму обеспечивают ковалентность, равную 5. Кроме того, свободные 3d-орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму. В этом случае фосфор акцептирует на эти вакант-ные орбитали электронные пары партнеров-доноров. В соответствии с боль-шими валентными возможностями у фосфора появляются новые типы гибри-дизации, например, sp3d (к. ч. 5) и sp3d2 (к. ч. 6), которые в принципе не могут быть осуществлены в случае атома азота. Однако в химии фосфора наиболее часто встречаются производные, в которых его атомные орбитали подверже-ны 5p3-гибридизации.
В-третьих, в химии фосфора ярче проявляется склонность к об¬разованию полимерных структур. В противовес простой молекуле N2, в химии гомоа-томных соединений фосфора (различных модифи¬каций простых веществ) за-метна тенденция к образованию твердых полимеров. В химии фосфора хоро-шо известны как гомо-, так и гетероцепные полимеры. В этом отношении не-обходимо констатиро¬вать горизонтальную аналогию в ряду Si—P—S. К тому же фосфор обладает максимальным химическим сродством к кислороду и фтору, как кремний и сера.
Наконец, для фосфора расширяются возможности и для допол¬нительного  -связывания. При этом атомы фосфора могут образо¬вывать не только р-p, но и p-d -связи, причем последние в боль¬шинстве случаев предпочтительны.

1.2 Фосфор – простое вещество.
Атомы фосфора объединяются в двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и по-лимерные Р2n молекулы. Молекулы Р2, dp-p = 190 пм построен¬ные аналогично N2, существуют лишь при температурах выше 1000°С. Средняя энергия связи в молекуле Р2 довольно высокая (490 кдж/моль); ее распад на атомы наблю-дается лишь выше 2000°С.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при темпе¬ратурах ниже 1000°С устойчивы четырехатомные молекулы Р4, имею¬щие форму тетраэдра (рис. 1).
При конденсации паров образуется белый фосфор (пл. 1,8 г/см3). Он имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся моле-кулы Р4. Белый фосфор — представляет собой белое вещество с желтоватым оттенком (из-за примесей) 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. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек или слитков иной формы, он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре, и светится (бледно-зеленое свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией или ус-таревшим термином - фосфоресценцией. При незначительном нагреве белый фосфор легко загорается ( чтобы его зажечь достаточно дотронутся до него горячей пробиркой).