Фосфор окислитель или восстановитель: Фосфор и его свойства (с применением технологии обучения в сотрудничестве)

Содержание

Фосфор и его свойства (с применением технологии обучения в сотрудничестве)

Тип урока: изучение нового материала.

Цель урока:

  • создать условия для осознания и осмысления учебной информации с целью развития исследовательских умений учащихся средствами технологии обучения в сотрудничестве;
  • продолжить формирование понятий «элемент» и «вещество», а также показать многообразие образуемых данным элементом (фосфором) соединений и их практическую значимость.

Задачи:

  1. Воспитательная: способствовать созданию условий для самореализации личности, для взаимопомощи и индивидуальной ответственности каждого в группе,поддерживать интерес к изучению химии через самостоятельную работу, воспитывать сотрудничество, продолжить формирование культуры общения и коммуникативных умений учащихся;
  2. Образовательная: способствовать формированию у учащихся представления о фосфоре как о наиболее активном неметалле;
  3. Развивающая: содействовать развитию у учащихся исследовательских умений в процессе обучения в сотрудничестве.

Реактивы и материалы: красный фосфор, медный купорос, фосфорные удобрения, дихлофос, спички.

Для групповой работы столы расставлены так, чтобы детям было удобно слушать учителя, работать в группе, не мешая друг другу (по 2 стола для четверых учеников).

Ход урока

I. Организационный момент.

Учитель приветствует учащихся, проверяет их готовность к уроку и настраивает на работу.

Учащиеся приветствуют учителя, проверяют готовность рабочего места и наличие материалов, необходимых к уроку.

II. Подготовительный этап

(мотивация, целеполагание, актуализация знаний)

Вступительное слово учителя: В XVII веке фосфор слыл таинственным веществом, т.к. светился в темноте зеленоватым светом. Его в 1669 году открыл немецкий алхимик Брандт, который продал свой секрет другому алхимику Крафту. Крафт оказался предприимчивым дельцом, который изготовил достаточно большое количество фосфора и отправился в длительное путешествие по Европе, демонстрируя светящееся чудо за деньги знатным вельможам.

Для того, чтобы разобраться, что это за таинственное вещество, мы с вами повторим характеристику химического элемента фосфора по Периодической системе и изучим свойства фосфора как простого вещества. Вспомните, пожалуйста, определение химического элемента.

Ученик: Химический элемент – это определенный вид атомов.

Учитель: Какие вещества называют простыми.

Ученик: Вещества, состоящие из одного химического элемента, называют простыми.

III. Усвоение новых знаний.

Учитель: Изучать свойства фосфора мы будем в группах, занимаясь при этом исследовательской работой. У кого на карточках пробирки – 1-я группа; колбы – 2-я группа; спиртовки – 3-я группа; мерные стаканы – 4-я группа.

Перед началом работы учитель предлагает для всех групп общую инструкцию, которая состоит из следующих пунктов:

  1. Тема урока: «Фосфор и его свойства». Записать в тетрадь.
  2. Данная тема включает следующие подтемы, которые записаны на доске, а именно:
  • физические свойства фосфора;
  • фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества;
  • фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества;
  • применение фосфора и его соединений.

(Группам предлагается выбрать подтему).

Для оценивания действий учащихся использована рейтинговая шкала, которая также выдается каждой группе:

  1. Добавление реплики — 1 балл
  2. Ответ на вопрос — 2 балла
  3. Постановка вопроса — 2 балла
  4. Представление результатов работы группы — 3 балл
  5. Комментирование и анализ своих действий при выполнении задания — 3 балла
  6. Помощь другому члену команды — 2 балла
  7. Использование дополнительной литературы — 2 балла

Штрафные санкции: Недостаточная активность отдельных членов группы — (- 1 балл)

Шкала оценок для команд:

  • «5» — 21 – 25 баллов
  • «4» — 20 – 17 баллов
  • «3» — 16 – 13 баллов
  • «2»- 12 – 5 баллов

Оценивает работу команд учитель, он же ведет общий подсчет баллов в таблице на доске. Кроме того, в инструктивных карточках указана стоимость каждого задания в баллах, чтобы группа могла целенаправленно спланировать свою работу и осуществить самоконтроль.

Затем каждая группа получает инструктивную карточку, в которой содержатся индивидуальные и групповые задания, рейтинговая шкала оценивания.

Карточка №1. Физические свойства фосфора. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Назовите аллотропные модификации фосфора, изучите с помощью учебника (1 балл) и дополнительной литературы (2 балла) свойства белого фосфора.

2-й учащийся. Назовите аллотропные модификации фосфора, изучите с помощью учебника (1 балл) и дополнительной литературы (2 балла) свойства красного фосфора.

3-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (2 балла) условия хранения белого и красного фосфора и объясните почему белый фосфор светится в темноте.

4-й учащийся. Изучите технику безопасности при работе с фосфором (2балла).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сравните физические свойства белого и красного фосфора. Результаты сравнения запишите в тетради.

Сделайте выводы:

  • о сходстве или различии физических свойств аллотропных модификаций фосфора;
  • об активности фосфора среди неметаллов;
  • опишите технику безопасности при работе с фосфором.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

1. Таблица сравнения свойств белого и красного фосфора.

Характеристика
вещества

Свойства фосфора

белого

красного

Физическое состояние

Кристаллическое в-во

Порошкообразное в-во

Твердость

Небольшая – можно резать ножом (под водой)

Цвет

Бесцветный с желтоватым оттенком

Темно-красный

Растворимость в воде

Не растворяется

Не растворяется

Температура воспламенения

В измельченном состоянии воспламеняется при обычной температуре

Примерно 2600 °С

Свечение

В темноте светится

Не светится

Действие на организм

Сильный яд

Неядовит

2. Выводы:

  • физические свойства красного и белого фосфора сильно отличаются друг от друга;
  • по своим физическим свойствам фосфор является активным неметаллом;
  • при отравлении парами белого фосфора дают пить теплый раствор медного купороса, при ожогах белым фосфором пораженные места промывают раствором медного купороса, гасят горящий белый фосфор раствором медного купороса.

Карточки №2 и №3 предназначены для 2-ой и 3-ей команд и содержат одинаковые задания, т.к. характеристика атома и химические свойства простого вещества являются основным пунктом урока.

Карточка №2. Фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Охарактеризуйте фосфор по его положению в Периодической системе (2 балла):

а) период, группа, подгруппа, порядковый номер

б) описание атома фосфора:

  • заряд ядра
  • заряд атома
  • число протонов р+
  • число нейтронов п0
  • число электронов е-
  • число энергетических уровней

в) схема строения атома.

2-й учащийся. Запишите распределение электронов по энергетическим уровням и спрогнозируйте степени окисления фосфора в соединениях (2 балла).

3-й учащийся. Составьте уравнения реакций фосфора с металлами магнием и натрием и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

4-й учащийся. Составьте уравнения реакций фосфора с кислородом и хлором и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сделайте выводы:

  • О химической активности фосфора;
  • О сходстве или различии химических свойств аллотропных модификаций фосфора;
  • Об окислительно-восстановительных свойствах фосфора;
  • Укажите: в реакциях с какими веществами фосфор – восстановитель или окислитель;
  • Укажите: степени окисления фосфора – восстановителя и фосфора – окислителя.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Окислительно-восстановительные свойства фосфора.

Взаимодействие с металлами:

Взаимодействие с неметаллами:

Электронный баланс

Выводы:

  • фосфор, один из активных неметаллов;
  • химические свойства белого и красного фосфора близки, но химическая активность белого фосфора выше;
  • в химических реакциях с металлами фосфор – окислитель (с.о. -3), с неметаллами – фосфор – восстановитель (с.о. +3, +5).

Карточка №3. Фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Охарактеризуйте фосфор по его положению в Периодической системе (2 балла):

а) период, группа, подгруппа, порядковый номер

б) описание атома фосфора:

  • заряд ядра
  • заряд атома
  • число протонов р+
  • число нейтронов n0
  • число электронов е
  • число энергетических уровней

в) схема строения атома.

2-й учащийся. Запишите распределение электронов по энергетическим уровням и спрогнозируйте степени окисления фосфора в соединениях (2 балла).

3-й учащийся. Составьте уравнения реакций фосфора с металлами кальцием и калием и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

4-й учащийся.Составьте уравнения реакций фосфора с кислородом и хлором и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сделайте выводы:

  • О химической активности фосфора;
  • О сходстве или различии химических свойств аллотропных модификаций фосфора;
  • Об окислительно-восстановительных свойствах фосфора;
  • Укажите: в реакциях с какими веществами фосфор – восстановитель или окислитель;
  • Укажите: степени окисления фосфора-восстановителя и фосфора-окислителя.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Приложение 2

Выводы:

  • фосфор, один из самых активных неметаллов;
  • химические свойства белого и красного фосфора близки, но химическая активность белого фосфора выше;
  • в химических реакциях с металлами фосфор-окислитель (с.о. -3), с неметаллами – фосфор-восстановитель (с.о. +3, +5).

Карточка №4. Применение фосфора и его соединений. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Изучите по учебнику круговорот фосфора в природе (1 балл).

2-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1 балл) применение красного фосфора.

3-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1 балл) применение белого фосфора.

4-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1балл) применение соединений фосфора (Р2О5, Н3РО4).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы составьте схему применения фосфора и его соединений и объясните, для чего необходимо добавлять в почву фосфорные удобрения.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Применение фосфора и его соединений. (Приложение 1)

Объяснение о необходимости применения фосфорных удобрений может быть сделано в устной форме: в процессе человеческой деятельности круговорот фосфора в природе нарушается, извлекается фосфора больше, чем возвращается обратно при гниении. Поэтому, почва истощается соединениями фосфора и плодородие ее падает. Для повышения плодородия почвы, необходимо вносить в нее фосфорные минеральные удобрения.

Если учащиеся указали на опорной схеме формулы фосфорных удобрений, то учитель может добавить, что растения усваивают минеральное питание только в виде ионов, поэтому в качестве фосфорных удобрений необходимо применять хорошо растворимые соли фосфорной кислоты, а именно дигидрофосфаты.

Нерастворимый фосфат кальция Са3(РО4)2 применяется на кислых почвах, где под действием ионов Н+ он переходит в дигидрофосфат.

IV. Презентация докладов.

Представитель от каждой команды озвучивает и объясняет у доски свой доклад, являющийся продуктом исследовательской деятельности группы. Доклад в виде опорных схем, уравнений химических реакций, таблиц переносится из рабочей тетради на специально отведенное для группы место на доске или на лист ватмана, вывешиваемый по окончании работы группы на доску.

После озвучивания докладов о физических и химических свойствах фосфора учитель вместе с учениками прогнозирует нахождение в природе и применение фосфора, а именно, т.к. фосфор является активным неметаллом, то в природе он в свободном виде не встречается и применяется практически только в виде соединений.

Последним выступает учащийся с докладом о применении фосфора и его соединеий.

V. Подведение итогов. Рефлексия.

Учитель предлагает учащимся сделать вывод по уроку и организует рефлексивное осмысление учащимися своего отношения к изучаемому материалу и к своей деятельности.

VI. Оценивание учителем команд по рейтинговой системе.

VII. Дом. задание: конспекты, Габриелян О.С. учебник «Химия – 9 класс», 2008г., стр.159 – 163, задание 2.

ВОПРОС 30. ОВР С ФОСФОРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯМИ. ХИМИЯ ЕГЭ | Химия с Еленой Тарасовой

Приветствую вас, дорогие читатели!

В этой статье разберем ОВР, связанные с фосфором и его соединениями.

Фосфор

В отличие от молекулярного азота фосфор весьма химически активен. Наибольшую активность из всех аллотропных модификаций проявляет белый фосфор (P4). Так как в простом веществе атомы фосфора находятся в промежуточной степени окисления, равной 0, то фосфор способен проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Восстановительные свойства преобладают.

Как восстановитель

Чаще всего фосфор переходит из степени окисления 0 в степень окисления +5, которая является устойчивой:

Рисунок 1. Схема превращения фосфора как восстановителя и примеры реакций

Рисунок 1. Схема превращения фосфора как восстановителя и примеры реакций

Также могут быть другие варианты повышения степени окисления:

Рисунок 2. Схема превращения фосфора как восстановителя и примеры реакций

Рисунок 2. Схема превращения фосфора как восстановителя и примеры реакций

Как окислитель

Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с металлами или некоторыми неметаллами, например, с кремнием или мышьяком:

Рисунок 3. Схема превращения фосфора как окислителя и примеры реакций

Рисунок 3. Схема превращения фосфора как окислителя и примеры реакций

Реакции диспропорционирования

Реакции диспропорционирования, или самоокисления-самовосстановления – окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы элемента, находящиеся в одной степени окисления, одновременно и повышают, и понижают свою степень окисления.

У фосфора есть одна из таких реакций:

Рисунок 4. Схемы превращений фосфора в реакции диспропорционирования и пример

Рисунок 4. Схемы превращений фосфора в реакции диспропорционирования и пример

Фосфин Ph4

Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3. Данные свойства более сильные, чем у аммиака. Фосфор переходит из степени окисления -3 в устойчивую степень окисления +5:

Рисунок 5. Схема превращения фосфора в фосфине как восстановителя и примеры реакций

Рисунок 5. Схема превращения фосфора в фосфине как восстановителя и примеры реакций

Оксид фосфора (III) P2O3

Является сильным восстановителем:

Рисунок 6. Схема превращения фосфора в оксиде фосфора (III) как восстановителя и пример реакции

Рисунок 6. Схема превращения фосфора в оксиде фосфора (III) как восстановителя и пример реакции

Оксид фосфора (V) P2O5

Ярко выраженных окислительных свойств не проявляет , так как степень окисления +5 является устойчивой:

Рисунок 7. Схема превращения фосфора в оксиде фосфора (V) как окислителя и пример реакции

Рисунок 7. Схема превращения фосфора в оксиде фосфора (V) как окислителя и пример реакции

Фосфористая кислота h4PO3

Кислота и её соли проявляют сильные восстановительные свойства:

Рисунок 8. Схема превращения фосфора в фосфористой кислоте как восстановителя и пример реакции

Рисунок 8. Схема превращения фосфора в фосфористой кислоте как восстановителя и пример реакции

Ортофосфорная кислота h4PO4

В отличие от азотной кислоты ортофосфорная кислота окислителем за счет аниона PO4(3-) не является.

Статью по ОВР, связанными с кислородсодержащими соединениями азота можно посмотреть здесь.

Не забываем поддержать лайком статью и подписаться на канал!

Успехов в изучении химии!

Фосфор. Получение. Химические свойства — презентация онлайн

1.

Фосфор

2. Историческая справка

Фосфор открыт гамбургским алхимиком
Геннингом Брандом в 1669 г. Подобно другим
алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир
жизни или философский камень, а получил
светящееся вещество. Существуют данные, что
фосфор умели получать еще арабские
алхимики в XII в. То, что фосфор – простое
вещество доказал Лавуазье.
Название «фосфор» происходит от греческих
слов «фос» – свет и «феро» – несу.

3. Строение

На внешнем энергетическом уровне
атома фосфора содержится
5 электронов, которые имеют
электронную конфигурацию 3s23p3.
Фосфор проявляет степени окисления 3, +3, +5. Фосфор – типичный
неметалл, в зависимости от типа
превращения элемент может быть
окислителем и восстановителем.

4. Аллотропия

Наиболее распространен белый, или
желтый, фосфор. Белый фосфор
имеет молекулярную решетку, в узлах
которой находятся тетраэдрические
молекулы Р4.
Название красный фосфор относится к нескольким
модификациям, различающимся по плотности и
окраске: она колеблется от оранжевой до темнокрасной и даже фиолетовой. Красный фосфор,
образующийся при нагревании белого до 320 °С без
доступа воздуха.
При повышенном давлении белый фосфор
переходит в черный фосфор. Это самая
устойчивая модификация фосфора.
Кристаллический черный фосфор тоже имеет
несколько модификаций. Ромбическая
модификация построена из гексагональных
колец Р6, упакованных в слои, причем кольца
не являются плоскими.

7. Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в
результате взаимодействия с коксом и песком при
температуре 1500 °С:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 4P + 10CO + 6CaSiO3.
Образующиеся пары белого фосфора
конденсируются в приемнике под водой.
Вместо фосфоритов восстановлению можно
подвергнуть и другие соединения, например,
метафосфорную кислоту:
4HPO3 + 12C = 4P + 2h3 + 12CO.

8. Химические свойства

Взаимодействие с простыми
веществами Фосфор легко окисляется
кислородом:
4P + 5O2 = 2P2O5,
4P + 3O2 = 2P2O3.
с металлами – окислитель, образует
фосфиды:
2P + 3Ca = Ca3P2.
с неметаллами – восстановитель :
2P + 3S = P2S3,
2P + 3Cl2 = 2PCl3.
Взаимодействует с водой, при этом
диспропорционирует:
4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 (фосфорноватистая
кислота).
В растворах щелочей диспропорционирование
происходит в большей степени:
4Р + 3KOH + 3Н2О = РН3 + 3KН2РО2 .
Сильные окислители превращают фосфор в
фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 + 2h3O = 3h4PO4 + 5NO;
2P + 5h3SO4 = 2h4PO4 + 5SO2 + 2h3O.
6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5.

10. Соединения фосфора

Фосфин — бесцветный газ с запахом гнилой рыбы. Очень
ядовит, на воздухе воспламеняется, может образовывать
взрывчатые смеси. Температура плавления -134 °С,
температура кипения -88 °С, то есть значительно ниже,
чем у аммиака. Растворимость в воде также значительно
меньше, при 17 °С в 100 мл воды растворяется всего 26
мл фосфина. Эти свойства связаны со строением
молекулы РН3.
Оксид фосфора (V) – белый
рассыпчатый гигроскопичный
порошок, рыхлый до
пушистости. Расплывается на
воздухе, возгоняется при 360 °С.
P4O10 + 2h3O = 4HPO3
(метафосфорная кислота),
P4O10 + 4h3O = 2h5P2O7
(пирофосфорная кислота),
P4O10 + 6h3O = 4h4PO4
(ортофосфорная кислота).
Свойства кислотного оксида Типичный
кислотный оксид:
6CaO + P4O10 = 2Ca3(PO4)2,
6Ca(OH)2 + P4O10 = 2Ca3(PO4)2 + 6h3O.
Водоотнимающее свойство Эффективное
водоотнимающее средство, способен превращать
азотную и серную кислоты в оксиды:
2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5;
h3SO4 + P2O5 = 2HPO3 + SO3.
Получается при горении фосфора в избытке
кислорода:
4Р + 2О5 = Р4О10.
Фосфорноватистая кислота – это белые кристаллы,
хорошо растворимые в воде и в органических
растворителях. Температура плавления 27 °С.
Химические свойства
Одноосновная кислота средней силы. Очень сильный
восстановитель:
5h4PO2 + 4KMnO4 + 6h3SO4 = 5h4PO4 + 4MnSO4 +
2K2SO4 + 6h3O.
При температуре около 50 °С разлагается:
3h4PO2 = Ph4 + 2h4PO3.
Соли – гипофосфиты. Практически все хорошо
растворимы в воде, соли переходных металлов мгновенно
разлагаются.
Получение
При диспропорционировании белого фосфора в
концентрированной щелочи образуется гипофосфит –
соль фосфорноватистой кислоты, раствор кислоты легко
получается действием серной кислоты на гипофосфит:
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6h3O = Ph4 + 3Ba(h3PO2)2;
Ba(h3PO2)2 + h3SO4 = 2h4PO2 + BaSO4.
Фосфористая кислота – это бесцветные кристаллы, хорошо
растворимые в воде и спирте, температура плавления 74 °С,
температура разложения 197 °С.
Химические свойства
Двухосновная кислота средней силы. Является хорошим
восстановителем, хотя и менее сильным, чем фосфорноватистая
кислота, она также обесцвечивает раствор перманганата калия:
5h4PO3 + 2KMnO4 + 3h3SO4 = 5h4PO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3h3O.
При нагревании до 200 °С разлагается:
4h4PO3 = Ph4 + 3h4PO4.
Соли – фосфиты и гидрофосфиты. Практически все хорошо
растворимы в воде, соли переходных металлов разлагаются: при
незначительном нагревании:
Ag2HPO3 = 2Ag + HPO3.
Получение
Образуется при гидролизе трихлорида фосфора:
PCl3 + 3h3O = h4PO3 + 3HCl.
При комнатной температуре довольно инертна, при нагревании
проявляет свойства кислот, относится к кислотам средней силы.
Диссоциация в водном растворе:
Н3РО4 = Н2РО4- + Н+
Н2РО4- = НРО42- + Н+
Суммарное уравнение:
3CaO + 2h4PO4 = Ca3(PO4)2 + 3h3O.
С основаниями:
3Ca(OН)2 + 2h4PO4 = Ca3(PO4)2 + 6Н2О;
3Zn + 2h4PO4 = Zn3(PO4)2 + 3h3.
С оксидами металлов:
Н3РО4 = РО43- + 3Н+.
Свойства кислоты Реагирует с металлами, стоящими в ряду
напряжений металлов до водорода:
НРО42- = РО43-+ Н+
Ca(OН)2 + h4PO4 = CaНPO4 + 2Н2О;
Ca(OН)2 + 2h4PO4 = Ca(Н2PO4)2 + 2Н2О.
Не проявляет ни окислительных, ни восстановительных свойств.
Термический способ получения фосфорной
кислоты основан на окислении элементарного
фосфора в избытке воздуха с последующей
гидратацией и образующегося оксида фосфора
(V) и конденсацией фосфорной кислоты:
4Р + 5О2 = Р4О10;
nР4О10 + 2nh3O = 4(HPO3)n при 700 °С,
4(HPO3)n + 2nh3O = 2nh5P2O7 при 450 °С,
2nh5P2O7 + 2nh3O = 4nh4PO4 ниже 230 °С.
Суммарное уравнение:
Р4О10 + 6h3O = 4h4PO4.
Также ортофосфорную кислоту получают при
переработке апатитов:
Ca5(PO4)3F + 5h3SO4 + 10h3O =
5CaSO4·2h3O + 3h4PO4 + HF.

Окислительно-восстановительные свойства соединений фосфора — Справочник химика 21

    Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы периодической системы. Азот. Строение атома, строение молекулы, степени окисления. Круговорот азота в природе. Получение, физические и химические свойства азота. Аммиак, строение молекулы, получение, физические и химические свойства. Восстановительные свойства аммиака. Аммиачная вода. Соли аммония, их получение. Термическое разложение солей аммония. Оксиды азота, их получение и основные химические свойства. Азотистая кислота. Окислительно-восстановительные свойства соединений азота со степенью окисления +3. Азотная кислота, ее получение и химические свойства. Окислительные свойства азотной кислоты в реакциях взаимодействия с металлами и неметаллами. Царская водка. Соли азотной кислоты, их термическое разложение. Азотные удобрения. Фосфор, строение атома, степени окисления. Аллотропия. Физические и химические свойства. Фосфин. Фосфиды, их гидролиз. Оксиды фосфора (III) и (V), их получение, свойства. Ортофосфор-ная кислота, ее получение. Одно-, двух- и трехзамещен-ные фосфаты. Их растворимость и гидролиз. Метафос-форная кислота, ее общая характеристика. Фосфорные удобрения. [c.7]
    Окислительно-восстановительные свойства соединений фосфора [c.224]

    Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РО4, Н3РО3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявляться как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему Расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме [c.394]

    На рис. В.33 для сравнения окислительно-восстановительных свойств соединений азота и фосфора приведены две диаграммы [c.543]

    К элементам подгруппы азота относятся азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Во внешнем электронном слое атомов этих элементов имеется по 5 электронов они обладают восстановительными и окислительными свойствами. Они могут терять различное число электронов, проявляя в соединениях соответствующую положительную валентность от 1 до 5. В соединениях высшей валентности проявляются ковалентные связи. [c.250]

    Окислительно— восстановительные свойства соединений фосфора отражены в диаграмме Латимера для фосфора. [c.72]

    Вопросы для самопроверки 1. Дайте общую характеристику элементов V А подгруппы, исходя из их положения в периодической системе. Какие степени окисления характерны для элементов этой подгруппы 2. Как в ряду N—Р—Аз—5Ь—изменяются окислительно-восстановительные свойства элементов 3. Какова максимальная ковалентность азота и какова фосфора Ответ обоснуйте, исходя из положения этих элементов в различных периодах и строения их атомов. 4. По какому типу химической связи построена молекула N2 Какова кратность связи в молекуле азота Как объяснить малую реакционную способность азота 5. Какие степени окисления характерны для азота В каких гибридных состояниях могут находиться валентные орбитали атома азота Приведите примеры соединений азота с различным типом гибридизации его валентных орбиталей 6. При каких условиях осуществляется синтез аммиака Какими свойствами обладает аммиак Какова форма молекулы ЫНз Какую среду имеет водный раствор аммиака 7. Чем объясняется, что молекула ЫНз является донором электронной пары Какое строение имеет ион МН 8. Какие кислородные соед шения образует азот Какое строение имеют молекулы оксидов азота Какие из оксидов азота являются кислотообразующими 9. Какое строение имеет молекула азотистой кислоты Какие две таутомерные структуры известны для НЫОг Чем можно объяснить малую термическую устойчивость НЫОг 10. Приведите примеры реакций, подтверждающих окислительно-восстановительные [c.50]


    Комм. Почему после добавления цинка в реакционную смесь при pH окисление иодид-иона Сравните окислительные свойства нитрат- и ниТрит-ионов, фосфатов(У), фосфатов(Ш) и фосфатов(Т). Дайте оценку окислительных свойств висмутата(У) натрия, используя результаты опыта П5 (окисление катиона марганца(П) до перманганат-иона характерного цвета). Сравните окислительно-восстановительные свойства кислородных соединений элементов в степенях окисления (+П1) и (+V) по ряду азот — фосфор — мышьяк — сурьма — висмут. [c.166]

    Б химии органических соединений азота наиболее устойчивыми формами являются амины, обладающие лишь очень слабыми восстановительными свойствами. Окиси третичных аминов RзN->0 и даже нитро-соединения—-вещества с выраженными окислительными свойствами (окиси третичных аминов, например, выделяют иод из подкисленного раствора иодистого калия). В химии фосфорорганических соединений наиболее устойчивы производные фосфора в высших валентных состояниях фосфины — сильные восстановители (низшие фосфины самовоспламеняются на воздухе), а окиси третичных фосфинов, фосфоновые и фосфиновые кислоты вовсе лишены окислительных свойств. С другой стороны, есть некоторые функции азота, такие, как, например, азосоединения R—Ы = R, которых не существует в химии фосфора. При попытках синтеза подобного рода веществ образуются только димеры [c.389]

    Комм. Какой газообразный продукт получается в результате обработки фосфида кальция а) хлороводородной кислотой, б) водой Какой из продуктов реакции самовоспламеняется на воздухе и поджигает фосфин Каково строение молекулы фосфина Сравните протолитические и окислительно-восстановительные свойства всех известных вам водородных соединений азота и фосфора. [c.161]

    Вместе с тем понятие степень окисления очень полезно для классификации веществ и при составлении химических уравнений. Так, степени окисления фосфора в соединениях НР О , НзР 0 и Н Ра От одинаковы, значит эти соединения сходны по строению и должны сильно отличаться по свойствам от соединения НзР Оз, в котором степень окисления фосфора другая. Особенно широко используется понятие степень окисления при подборе стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. [c.49]

    Общая характеристика IVA-, VA-, VIA-, VIIA-групп периодической системы. Водород, его химические и физические свойства. Свойства и способы получения хлороводорода и хлоридов, гипохлоритов, хлоратов. Кислород, его получение, сравнение физических и химических свойств кислорода и озона, окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода. Сера, ее физические и химические свойства. Свойства и способы получения соединений серы сероводорода и сульфидов, оксидов, сульфитов, серной кислоты и сульфатов. Азот, его физические и химические свойства, получение. Свойства аммиака и солей аммония, оксидов азота (+1), (+2) и (+4), азотистой кислоты и нитритов, азотной кислоты и нитратов. Получение аммиака и азотной кислоты. Фосфор, его физические и химические свойства. Свойства соединений фосфора фосфороводорода и фосфидов, оксидов фосфора (+3) и (+5), фосфорной кислоты и фосфатов. > лерод, его зичес-кие и химические свойства. Свойства и способы получения оксидов углерода и карбонатов. Свойства угольной кислоты. Свойства кремния, оксида кремния, кремниевой кислоты и силикатов. Медикобиологическое значение соединений указанных неметаллов. [c.757]

    В химии органических соединений азота наиболее устойчивыми формами являются амины, обладаюш,ие лишь очень слабыми восстановительными свойствами. Окиси третичных аминов ВдК О и даже нитросоединения вещества с выраженными окислительными свойствами (окиси третичных аминов, например, выделяют иод из подкисленного раствора иодистого калия). В химии фосфорорганических соединений наиболее устойчивы производные фосфора в высших валентных состояниях  [c.427]

    Соединения фосфора по своим окислительно-восстановительным свойствам резко отличаются от аналогичных соединений хлора (соответствующие соединения серы занимают промежуточное положение). Так, высшая кислородная кислота фосфора Н3РО4 устойчива и не является окислителем, а соответствующая кислота хлора НС1О4 —очень сильный окислитель. Низшие кислородные кислоты фосфора — сильные восстановители, тогда как соответствующие соединения хлора —сильные окислители. Фосфид-ион Р обладает столь сильными восстановительными свойствами, что его нельзя получить сульфид-ион 5 — сильный восстановитель, а хлорид-ион устойчив. [c.224]


    Одна[ко понятие степень окпсления очень полезно для классификации веществ и при состап.ленпи химических уравнений. Так, например, определив степень окисления фосфора в соедшгениях (НР «Оз) , НзР 04 и Н4Р2 07, мы видим, что эти соединения являются родственными и должны сильно отличаться по свойствам от соединения Н3Р+Ю3, в котором степень окисления фосфора другая. Особенно широко используется понятие степень- окисления при изучении окислительно-восстановительных реакций. [c. 45]

    Фосфор проявляет восстановительные и окислительные свойства. Он легко окисляется кислородом, галогенами, серой и др. При недостатке окислителя обычно образуются соединения фосфора (П1) (РаОа, РНа1з, Ра5з), при избытке — соединения фосфора (V) (РаОв, РНаи, Р 8б). Окислительная активность фосфора проявляется при взаимодействии с металлами. При нагревании в воде и в особенности в щелочных растворах фосфор диспропорционирует. [c.410]

    Фосфор проявляет восстановительные и окислительные свойства. Он легко окисляется кислородом, галогенами, серой и др. При недостатке окислителя обычно образуются соединения фосфора (И1) (Р2О3, [c.397]

    Фосфор. Изучено электровосстановление элементарного фосфора [182, 59, 496, 423] и его соединений [423, 656]. Элементарный фосфор весьма реакционноспособен, он в равной мере способен проявлять окислительные и восстановительные свойства, т. е. должен вступать как в катодные, так и в анодные реакции. На катоде желтый фосфор (Р4) в зависимости от материала катода, растворителя и концентрации способен восстанавливаться до различных степеней окисления. В апротонных растворителях (АН, ДМФ) на ртутном электроде при концентрациях Р4двух электронов с образованием двухзарядного бианиона Р42-, в концентрированных растворах фосфора образуется однозарядный анион Р4+е—>-Р4-. Восстановление протекает через образование хемосорбированного комплекса Р4Нд [59, 423]. Характер катодного процесса диффузионный. Анионы Р4″ и Р4 способны взаимодействовать с находящимися в приэлектродном слое органическими соединениями с образованием фосфорорганических соединений [182, 59]. В протолитических растворителях процесс восстановления протекает необратимо с присоединением трех электронов также через промежуточное образование поверхностного хемосорбированного соединения Р4Ндж, электрохимически восстанавливающегося до фосфористого водоро- [c.102]

    Величины степени окисления элементов используются при образовании названий химических соединений и при подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. В некоторых случаях по степени окисления можно более отчетливо, чем по валентности, различить свойства элементов в соединениях. Так, фосфор в фосфорной, фосфористой и фос-форноватистой кислотах пятивалентен, в то время как степени окисления фосфора в этих кислотах +5, +3, -Ы. Здесь степени окисления существенно отличаются, и они определяют химические свойства этих кислот. В некоторых случаях численная величина валентности и степени окисления совпадают, например, в сероводороде сера двухвалентна и степень окисления ее равна —2. [c.48]

    Высо низкая степень окисления элемента не всегда является показателем его высокой окислительной ИЛИ восстановительной активности. Так, НРОя, SiOj, соединения Мо п W в противоположность аналогичным по составу HNO ,, PbOj, соединениям хрома (VI) окислительных свойств не проявляют, что связано с большой устойчивостью максимальной степени окисления для фосфора, кремния, молибдена и вольфрама. [c.246]


Фосфор, подготовка к ЕГЭ по химии

Фосфор (греч. phos — свет + phoros — несущий) — химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество, легко воспламеняющееся и светящееся.

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Природные соединения

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

  • 3Ca3(PO4)2*CaCO3*Ca(OH,F)2 — фосфорит
  • Ca10(PO4)6(F,Cl,OH)2 — апатит

Получение

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → (t) CaSiO3 + P + CO

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P4. Свыше 800 °C молекулы P4 распадаются до P2.

  • Реакции с неметаллами
  • C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

    4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток кислорода)

    4P+ 5O2 → 2P2O5 (избыток кислорода)

    Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

    2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)

    2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)

    P + S → P2S3

    Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ — фосфин — боевое отравляющее вещество.

    Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3

  • Реакции с металлами
  • 2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)

  • Реакция с водой
  • При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

    P + H2O → (t) PH3 + H3PO4

  • Реакция с щелочами
  • При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

    P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 — гипофосфит лития)

  • Восстановительные свойства
  • При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

    KClO3 + P → KCl + P2O5

Оксид фосфора V — P
2O5

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P4O10. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Получение

P + O2 → P2O5

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

    P2O5 + H2O = HPO3 (при недостатке воды)

    Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль — определяет соотношение основного оксида/основания и кислотного оксида.

    P2O5 + Na2O → Na3PO4

    6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O (фосфат калия, избыток щелочи — соотношение 6:1)

    4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида — соотношение 4:1)

    2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 + H2O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида — соотношение 2:1)

  • Дегидратационные свойства
  • Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

    HClO4 + P2O5 → HPO3 + Cl2O7 (HPO3 — метафосфорная кислота)

    HNO3 + P2O5 → HPO3 + N2O5

Фосфорные кислоты

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

  • Ортофосфорная кислота — H3PO4 (трехосновная кислота, соли — фосфаты PO43-)
  • Метафосфорная кислота — HPO3 (одноосновная кислота, соли — метафосфаты PO3)
  • Фосфористая — H3PO3 (двухосновная кислота, соли — фосфиты HPO32-)
  • Фосфорноватистая — H3PO2 (одноосновная кислота, соли гипофосфиты — H2PO2 )

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

CuSO4 + H3PO2 + H2O → Cu + H2SO4 + H3PO4

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

P2O5 + H2O → H3PO4

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

    3K2O + H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O

    3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

    2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2O

    KOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O

  • Реакции с солями
  • Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок желтого цвета — фосфат серебра — образуется в результате реакции с нитратом серебра.

    AgNO3 + H3PO4 → Ag3PO4 + HNO3

    В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

    K2CO3 + H3PO4 → K3PO4 + H2O + CO2

  • Реакции с металлами
  • Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

    Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2

  • Дегидратация
  • При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

    H3PO4 → (t) HPO3 + H2O

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:

  • Фосфоритная мука — Ca3(PO4)2
  • Простой суперфосфат — смесь Ca(H2PO4)2*H2O и CaSO4
  • Двойной суперфосфат — Ca(H2PO4)2*H2O
  • Преципитат — CaHPO4*2H2O
  • Костная мука — продукт переработки костей домашних животных Ca3(PO4)2
  • Аммофос — в основном состоит из моноаммонийфосфата — NH4H2PO4

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

ЕГЭ. Правила составления окислительно-восстановительных реакций (фосфор)

4. Химические свойства соединений фосфора с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

 

Правило 4.1. P2O5 активно отнимает воду, поэтому используется для получения оксидов:

P2O5 + 2HNO3 → N2O5 + 2HPO3

P2O5 + 2HClO4 → Cl2O7 + 2HPO3

 

Правило 4.2. Соединения P+3 легко окисляются до P+5 :

3P2O3 + 4HNO3 + 7h3O → 6H3PO4 + 4NO

P2O3 + 4HNO3 + h3O → 2h4PO4 + 4NO2

3P2O3 + 2HClO3 + 9h3O → 6h4PO4 + 2HCl

3P2O3 + 2NaClO3 → 3P2O5 + 2NaCl

 

3PCl3 + 2HNO3 + 8h3O → 3h4PO4 + 2NO + 9HCl

5h4PO3 + 2KMnO4 + 3h3SO4 → 5h4PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3h3O или

15h4PO3 + 6KMnO4 + 3h3SO4 → 11h4PO4 + 3K2SO4 + 2Mn3(PO4)2 + 9h3O

 

Правило 4. 3. Галогениды фосфора гидролизуются водой или раствором щелочи:

PCl3 + 3h3O → h4PO3 + 3HCl

PCl5 + 4h3O → h4PO4 + 5HCl

PI3 + 3h3O → h4PO3 + 3HI

PCl5 + 8KOH → K3PO4 + 5KCl + 4h3O

 

Правило 4.4. Фосфин, как правило, окисляется до P+5 :

2Ph4 + 4O2 → P2O5 + 3h3O   или    Ph4 + 2O2 → h4PO4

Ph4 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7h3O

5Ph4 + 8KMnO4 + 12h3SO4 → 5h4PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12h3O

Ph4 + 8AgNO3 + 4h3O → 8Ag + h4PO4 + 8HNO3

Ph4 + 4HClO → h4PO4 + 4HCl

8HNO3(конц., гор.) + Ph4 → h4PO4 + 8NO2 + 4h3O

 

Правило 4.5. Фосфиды металлов разлагаются водой или кислотами, образуя фосфин:

Ca3P2 + ­­6h3O → 3Ca(OH)2 +2Ph4                            Zn3P2 + 6HCl → 3ZnCl2 + 2Ph4

Mg3P2 + ­­6h3O → 3Mg(OH)2 +2Ph4

 

Правило 4. 6. Кислые соли фосфорной кислоты разлагаются при нагревании:

2Na2HPO4 → Na4P2O7 + h3O

 

Правило 4.7. В таблице ниже представлены формулы и строение различных кислот фосфора.

По словам составителей экзамена основность и строение кислот h4PO3  h4PO2 на ЕГЭ проверяться не будет. Но они могут встретиться тестовой части, например, в задании 5, т.е. необходимо знать класс этих соединений (кислоты).

Такие кислоты как фосфористая h4PO3 и фосфорноватистая h4PO2 образуют только соли, содержащие один и два атома водорода. Это происходит из-за того, что в этих кислотах есть атомы водорода, соединененные непосредствено с атомом фосфора, а они на металл не заменяются. Например:

P4 + 3KOH + 3h3O →  Ph4 + 3Kh3PO2 (гипофосфит калия)

 

Степень окисления P

Формула кислоты

Название кислоты

Название солей

Строение кислоты

P+5 (V)

HPO3

Метафосфорная

Метафосфаты, PO3

h5P2O7

Пирофосфорная

Пирофосфаты, P2O74–

h4PO4

Ортофосфорная

(Орто)фосфаты, PO43–

P+3 (V)

h4PO3

Фосфористая

(фосфоновая)

Фосфиты, HPO32–

(фосфонаты)

P+1 (V)

h4PO2

Фосфорноватистая

(фосфиновая)

Гипофосфиты, h3PO2 (фосфинаты)

Фосфор и его свойства (с применением технологии обучения в сотрудничестве)

Фосфор и его свойства (с применением технологии обучения в сотрудничестве)

Снимщикова Елена Михайловнаучитель химии

Разделы: Преподавание химии

Тип урока: изучение нового материала.

Цель урока:

  • создать условия для осознания и осмысления учебной информации с целью развития исследовательских умений учащихся средствами технологии обучения в сотрудничестве;

  • продолжить формирование понятий «элемент» и «вещество», а также показать многообразие образуемых данным элементом (фосфором) соединений и их практическую значимость.

Задачи:

  1. Воспитательная: способствовать созданию условий для самореализации личности, для взаимопомощи и индивидуальной ответственности каждого в группе, поддерживать интерес к изучению химии через самостоятельную работу, воспитывать сотрудничество, продолжить формирование культуры общения и коммуникативных умений учащихся;

  2. Образовательная: способствовать формированию у учащихся представления о фосфоре как о наиболее активном неметалле;

  3. Развивающая: содействовать развитию у учащихся исследовательских умений в процессе обучения в сотрудничестве.

Реактивы и материалы: красный фосфор, медный купорос, фосфорные удобрения, дихлофос, спички.

Для групповой работы столы расставлены так, чтобы детям было удобно слушать учителя, работать в группе, не мешая друг другу (по 2 стола для четверых учеников).

Ход урока

I. Организационный момент.

Учитель приветствует учащихся, проверяет их готовность к уроку и настраивает на работу.

Учащиеся приветствуют учителя, проверяют готовность рабочего места и наличие материалов, необходимых к уроку.

II. Подготовительный этап (мотивация, целеполагание, актуализация знаний)

Вступительное слово учителя: Академик А.Е. Ферсман назвал этот элемент « элементом мысли и жизни», без него невозможно существование на Земле живого, в теле человека его примерно 0,8 кг. Он – основа нервных, мышечных, мозговых и костных тканей. Является жителем V-A под группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. О каком элементе идет речь?

(учащиеся называют элемент фосфор)

В XVII веке фосфор слыл таинственным веществом, т.к. светился в темноте зеленоватым светом. Его в 1669 году открыл немецкий алхимик Брандт, который продал свой секрет другому алхимику Крафту. Крафт оказался предприимчивым дельцом, который изготовил достаточно большое количество фосфора и отправился в длительное путешествие по Европе, демонстрируя светящееся чудо за деньги знатным вельможам.

Фосфор открывали несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что первооткрывателем фосфора был арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век), перегонявший мочу с глиной, известью и углем. Но все же годом открытия фосфора считается 1669-й.

Демонстрация слайда №2 <Приложение 1>

Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, хотел с помощью алхимии поправить свои дела и в поисках “философского камня” и проводил опыты с разными веществами. Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм, выпарил, затем перегнал до образования твердого остатка, при нагревании которого образовалось вещество, ярко светившееся в темноте. Бранд назвал его фосфором, что в переводе с греческого означает “светоносец”. Способ получения фосфора держался в секрете. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году.

Для того чтобы разобраться, что это за таинственное вещество, мы с вами повторим характеристику химического элемента фосфора по Периодической системе и изучим свойства фосфора как простого вещества. Вспомните, пожалуйста, определение химического элемента.

III. Усвоение новых знаний.

Учитель: Изучать свойства фосфора мы будем в группах, занимаясь при этом исследовательской работой. У кого на карточках пробирки – 1-я группа; колбы – 2-я группа; спиртовки – 3-я группа; мерные стаканы – 4-я группа.

Перед началом работы учитель предлагает для всех групп общую инструкцию, которая состоит из следующих пунктов:

  1. Тема урока: «Фосфор и его свойства». Записать в тетрадь.

Какие сведения о фосфоре вам были известны до сегодняшнего урока? Предлагаю схему «Паучок» (элемент технологии критического мышления), где к лапкам паучка записывается элемент ответа.

ФОСФОР

(возможные записи: порядковый номер 15, светится в темноте, неметалл, 5 электронов на внешнем уровне, 3 энергетических уровня, биогенный элемент и др.)

Какую дополнительную информацию вы хотели бы получить на уроке или как вы думаете есть ли новая информация для вас?

  1. Данная тема включает следующие подтемы, которые записаны на доске, а именно:

  • физические свойства фосфора;

  • фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества;

  • фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества;

  • применение фосфора и его соединений.

(Группам предлагается выбрать подтему).

Для оценивания действий учащихся использована рейтинговая шкала, которая также выдается каждой группе:

  1. Добавление реплики – 1 балл

  2. Ответ на вопрос – 2 балла

  3. Постановка вопроса – 2 балла

  4. Представление результатов работы группы – 3 балла

  5. Комментирование и анализ своих действий при выполнении задания – 3 балла

  6. Помощь другому члену команды – 2 балла

  7. Использование дополнительной литературы – 2 балла

Штрафные санкции: Недостаточная активность отдельных членов группы – (- 1 балл)

Шкала оценок для команд:

  • «5» — 21 – 25 баллов

  • «4» — 20 – 17 баллов

  • «3» — 16 – 13 баллов

  • «2»- 12 – 5 баллов

Оценивает работу команд учитель, он же ведет общий подсчет баллов в таблице на доске. Кроме того, в инструктивных карточках указана стоимость каждого задания в баллах, чтобы группа могла целенаправленно спланировать свою работу и осуществить самоконтроль.

Затем каждая группа получает инструктивную карточку, в которой содержатся индивидуальные и групповые задания, рейтинговая шкала оценивания.

Карточка №1. Физические свойства фосфора.

Распределите задания:

1-й и 2-ой учащийся. Назовите аллотропные модификации фосфора, изучите с помощью учебника свойства белого фосфора (учебник стр. 122).

Продуктом вашей исследовательской работы будет являться заполнение соответствующего столбца в таблице 1 «Сравнительная характеристика белого и красного фосфора»

2-й и 3-й учащийся. Назовите аллотропные модификации фосфора, изучите с помощью учебника свойства красного фосфора (учебник стр. 122).

Продуктом вашей исследовательской работы будет являться заполнение заполнение соответствующего столбца в таблице 1 «Сравнительная характеристика белого и красного фосфора»

Обменяйтесь полученной информацией друг с другом

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сравните физические свойства белого и красного фосфора.

Постарайтесь объяснить, почему белый фосфор светится в темноте.

Сделайте выводы:

(предполагаемый ответ: белый фосфор активнее)

Таблица 1 «Сравнительная характеристика белого и красного фосфора»

Характеристика
вещества

Свойства фосфора

красного Рn

укажите свои фамилии

______________________________

белого Р4

укажите свои фамилии

______________________________

Физическое состояние

Кристаллическая решетка

Цвет

Растворимость в воде

Растворимость в сероуглероде

Окисление на воздухе

Свечение

Действие на организм

Условия хранения

Таблица 1 «Сравнительная характеристика белого и красного фосфора»

Характеристика
вещества

Свойства фосфора

красного Рn

белого Р4

Физическое состояние

Порошкообразное в-во

Кристаллическое в-во

Кристаллическая решетка

атомная

молекулярная

Цвет

Темно-красный

Белый с желтоватым оттенком

Растворимость в воде

Не растворяется

Не растворяется

Растворимость в сероуглероде

Не растворяется

хорошо растворяется

Окисление на воздухе

окисляется медленно, не самовоспламеняется

легко окисляется, в порошкообразном состоянии самовоспламеняется

Свечение

Не светится

В темноте светится

Действие на организм

Неядовит

Сильный яд

2. Выводы:

  • физические свойства красного и белого фосфора сильно отличаются друг от друга;

  • при отравлении парами белого фосфора дают пить теплый раствор медного купороса, при ожогах белым фосфором пораженные места промывают раствором медного купороса, гасят горящий белый фосфор раствором медного купороса.

Карточки №2 и №3 предназначены для 2-ой и 3-ей команд и содержат одинаковые задания, т.к. характеристика атома и химические свойства простого вещества являются основным пунктом урока.

Карточка №2. Фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества. (Запишите в тетрадь). (учебник стр. 122-123)

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й и 2-й учащийся. Характеристика фосфора по положению в Периодической системе и строению атома. (Учебник стр.122)

а) Характеристика элемента по положению в Периодической системе Д. И. Менделева: период__, ряд__, группа__, подгруппа___, порядковый номер__, округленная атомная масса__.

б) Строение атома фосфора: заряд ядра +__, общее число электронов__, в ядре протонов__, распределение электронов по энергетическим уровням ____, энергетических уровней__, на внешнем уровне __электронов, до завершения внешнего уровня не хватает __электронов.

Спрогнозируйте возможные степени окисления фосфора в соединениях, приведите примеры формул соединений фосфора с различными степенями окисления

3-й и 4-й учащийся (учебник стр. 123)

Составьте уравнения реакций фосфора с кальцием (печатная тетрадь стрю167, упр.3,) и кислородом (печатная тетрадь стр. 168), расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

Составьте уравнения реакций фосфора с кислородом и хлором и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сделайте выводы:

  • О химической активности фосфора;

  • О сходстве или различии химических свойств аллотропных модификаций фосфора;

  • Об окислительно-восстановительных свойствах фосфора;

  • Укажите: в реакциях с какими веществами фосфор – восстановитель или окислитель;

  • Укажите: степени окисления фосфора – восстановителя и фосфора – окислителя.

Карточка №3. Фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества. (Запишите в тетрадь). (учебник стр. 122-123)

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й и 2-й учащийся. Характеристика фосфора по положению в Периодической системе и строению атома. (Учебник стр.122)

а) Характеристика элемента по положению в Периодической системе Д. И. Менделева: период__, ряд__, группа__, подгруппа___, порядковый номер__, округленная атомная масса__.

б) Строение атома фосфора: заряд ядра +__, общее число электронов__, в ядре протонов__, распределение электронов по энергетическим уровням ____, энергетических уровней__, на внешнем уровне __электронов, до завершения внешнего уровня не хватает __электронов.

Спрогнозируйте возможные степени окисления фосфора в соединениях, приведите примеры формул соединений фосфора с различными степенями окисления

3-й и 4-й учащийся (учебник стр. 123)

Составьте уравнения реакций фосфора с натрием (печатная тетрадь стрю167, упр.3,) и хлором (печатная тетрадь стр. 168 упр.2б,в) и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сделайте выводы:

  • О химической активности фосфора;

  • О сходстве или различии химических свойств аллотропных модификаций фосфора;

  • Об окислительно-восстановительных свойствах фосфора;

  • Укажите: в реакциях с какими веществами фосфор – восстановитель или окислитель;

Укажите: степени окисления фосфора – восстановителя и фосфора – окислителя

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Окислительно-восстановительные свойства фосфора.

Взаимодействие с металлами:

Взаимодействие с неметаллами:

Электронный баланс

Выводы:

  • фосфор, один из активных неметаллов;

  • химические свойства белого и красного фосфора близки, но химическая активность белого фосфора выше;

  • в химических реакциях с металлами фосфор – окислитель (с.о. -3), с неметаллами – фосфор – восстановитель (с.о. +3, +5).

Карточка №3. Фосфор: характеристика химического элемента и химические свойства простого вещества. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Охарактеризуйте фосфор по его положению в Периодической системе (2 балла):

а) период, группа, подгруппа, порядковый номер

б) описание атома фосфора:

  • заряд ядра

  • заряд атома

  • число протонов р+

  • число нейтронов n0

  • число электронов е

  • число энергетических уровней

в) схема строения атома.

2-й учащийся. Запишите распределение электронов по энергетическим уровням и спрогнозируйте степени окисления фосфора в соединениях (2 балла).

3-й учащийся. Составьте уравнения реакций фосфора с металлами кальцием и калием и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

4-й учащийся.Составьте уравнения реакций фосфора с кислородом и хлором и расставьте коэффициенты методом электронного баланса в одном из уравнений (3 балла).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы сделайте выводы:

  • О химической активности фосфора;

  • О сходстве или различии химических свойств аллотропных модификаций фосфора;

  • Об окислительно-восстановительных свойствах фосфора;

  • Укажите: в реакциях с какими веществами фосфор – восстановитель или окислитель;

  • Укажите: степени окисления фосфора-восстановителя и фосфора-окислителя.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Приложение 2

Выводы:

  • фосфор, один из самых активных неметаллов;

  • химические свойства белого и красного фосфора близки, но химическая активность белого фосфора выше;

  • в химических реакциях с металлами фосфор-окислитель (с.о. -3), с неметаллами – фосфор-восстановитель (с.о. +3, +5).

Карточка №4. Применение фосфора и его соединений. (Запишите в тетрадь).

Из четырех заданий каждый учащийся выбирает одно.

1-й учащийся. Изучите по учебнику круговорот фосфора в природе (1 балл).

2-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1 балл) применение красного фосфора.

3-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1 балл) применение белого фосфора.

4-й учащийся. Изучите с помощью учебника (1балл) и дополнительной литературы (1балл) применение соединений фосфора (Р2О5, Н3РО4).

Совместное задание для всей группы.

На основе проделанной работы составьте схему применения фосфора и его соединений и объясните, для чего необходимо добавлять в почву фосфорные удобрения.

Продуктом исследовательской работы в группе может быть:

Опорная схема. Применение фосфора и его соединений. (Приложение 1)

Объяснение о необходимости применения фосфорных удобрений может быть сделано в устной форме: в процессе человеческой деятельности круговорот фосфора в природе нарушается, извлекается фосфора больше, чем возвращается обратно при гниении. Поэтому, почва истощается соединениями фосфора и плодородие ее падает. Для повышения плодородия почвы, необходимо вносить в нее фосфорные минеральные удобрения.

Если учащиеся указали на опорной схеме формулы фосфорных удобрений, то учитель может добавить, что растения усваивают минеральное питание только в виде ионов, поэтому в качестве фосфорных удобрений необходимо применять хорошо растворимые соли фосфорной кислоты, а именно дигидрофосфаты.

Нерастворимый фосфат кальция Са3(РО4)2 применяется на кислых почвах, где под действием ионов Н+ он переходит в дигидрофосфат.

IV. Презентация докладов.

Представитель от каждой команды озвучивает и объясняет у доски свой доклад, являющийся продуктом исследовательской деятельности группы. Доклад в виде опорных схем, уравнений химических реакций, таблиц переносится из рабочей тетради на специально отведенное для группы место на доске или на лист ватмана, вывешиваемый по окончании работы группы на доску.

После озвучивания докладов о физических и химических свойствах фосфора учитель вместе с учениками прогнозирует нахождение в природе и применение фосфора, а именно, т.к. фосфор является активным неметаллом, то в природе он в свободном виде не встречается и применяется практически только в виде соединений.

Последним выступает учащийся с докладом о применении фосфора и его соединеий.

V. Подведение итогов. Рефлексия.

Учитель предлагает учащимся сделать вывод по уроку и организует рефлексивное осмысление учащимися своего отношения к изучаемому материалу и к своей деятельности.

VI. Оценивание учителем команд по рейтинговой системе.

VII. Дом. задание: конспекты, Габриелян О.С. учебник «Химия – 9 класс», 2008г., стр.159 – 163, задание 2.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Простая англоязычная Википедия, бесплатная энциклопедия

Красный фосфор в тюбике. Белый, красный, фиолетовый и черный фосфор

Фосфор имеет химический символ P и его атомный номер 15. Его массовое число 30,97. Он встречается в природе не как элемент, а в виде соединений, таких как фосфаты. Это может быть красное или белое воскообразное твердое вещество.

Физические свойства[изменить | изменить источник]

Фосфор выпускается в нескольких формах. Наиболее распространены белый и красный фосфор.Белый фосфор представляет собой воскообразное белое твердое вещество. В чистом виде бесцветен. Он нерастворим в воде, но растворим в сероуглероде, органическом растворителе. На воздухе становится светло-желтым. Он светится в темноте, потому что очень медленно «сгорает» на воздухе.

При воздействии солнечного света или при нагревании в собственном паре до 250 °C он превращается в красную разновидность. Эта форма не самовозгорается, менее токсична и менее огнеопасна, чем белый фосфор. Красная модификация достаточно стабильна и возгоняется при давлении паров 1 атмосфера при 417 °С.

Химические свойства[изменить | изменить источник]

Белый фосфор более активен, чем красный фосфор. Белый фосфор самопроизвольно загорается на воздухе, образуя дым оксида фосфора (V). Если он горит в небольшом количестве воздуха, он производит ядовитый оксид фосфора (III). Когда белый фосфор нагревается в щелочи, он диспропорционирует с образованием гипофосфитов и фосфина. Красный фосфор может гореть, но его необходимо зажечь. Фосфор реагирует с галогенами с образованием галогенидов фосфора.Он реагирует с некоторыми металлами с образованием фосфидов.

Химические соединения[изменить | изменить источник]

Соединения фосфора представляют собой химические соединения, содержащие фосфор. Они перечислены ниже с некоторыми из их свойств. Фосфор имеет несколько степеней окисления, количество электронов перемещается во время окислительно-восстановительной реакции. -3 легко воспламеняется, является сильным восстановителем и токсичен; +1 является сильным восстановителем и встречается редко; +3 — более слабый восстановитель, ядовитый; +5 не является восстановителем и очень распространен.

Степень окисления В -3[изменить | изменить источник]
Фосфиды[изменить | изменить источник]
Другие соединения[изменить | изменить источник]
В степени окисления +1[изменить | изменить источник]
В степени окисления +3[изменить | изменить источник]
Фосфиты[изменить | изменить источник]
Другие соединения[изменить | изменить источник]
В степени окисления +5[изменить | изменить источник]
Фосфаты[изменить | изменить источник]
Другие соединения[изменить | изменить источник]
  • Пентахлорид фосфора (слева) и трихлорид фосфора (справа)

Он является важным компонентом живых систем и содержится в виде фосфата в нервной ткани, костях и протоплазме клеток.Он также встречается в земле в виде фосфоритов. Фосфатная порода является основным источником фосфора и соединений фосфора. Многие ткани организма содержат фосфаты кальция.

Фосфор впервые был получен путем нагревания смеси фосфатов и углерода в железном котле. Фосфаты получали растворением костей в сильных кислотах и ​​выпариванием раствора.

Фосфор в настоящее время производится путем нагревания фосфата кальция, углерода и диоксида кремния в электродуговой печи. Тепло электрической дуги плавит смесь материалов, и выделяется газообразный фосфор.Впитывается под водой. Получается белый фосфор.

Как элемент[изменить | изменить источник]

Белый фосфор используется в зажигательных и дымовых шашках. Он также используется для получения органических соединений, содержащих фосфор. Фосфор используется для легирования полупроводников. Фосфор используется для удаления кислорода из меди. Он также используется для изготовления сплавов. Красный фосфор используется в спичках и сигнальных ракетах.

Как химические соединения[изменить | изменить источник]

Соединения фосфора используются в удобрениях, безалкогольных напитках, зубной пасте и моющих средствах. Большинство из них фосфаты. Фосфиды можно использовать для уничтожения грызунов.

Белый фосфор очень опасен. Он очень токсичен и легко воспламеняется, горя очень горячим пламенем. Красный фосфор намного безопаснее. Некоторые соединения фосфора токсичны, но обычные фосфаты не токсичны.

Фосфор окисляется или восстанавливается? – СидмартинБио

Фосфор окисляется или восстанавливается?

Считается, что фосфор существует в геологических системах почти исключительно в полностью окисленном состоянии в виде ортофосфата.Тем не менее, многие микроорганизмы используют частично окисленные формы — фосфит и гипофосфит — в качестве альтернативных источников фосфора3,4,5, и геномные данные свидетельствуют о том, что эта избирательность имеет древние корни6.

Является ли фосфор окислителем?

Фосфорная кислота может выступать как в качестве окислителя, так и в качестве восстановителя, в то время как фосфорная кислота является только окислителем.

Что такое фосфор в степени окисления?

Обычно считается, что фосфор имеет степень окисления 5+, но сообщалось о нескольких более низких окислительно-восстановительных состояниях, включая токсичный газ фосфин.

Что такое окислительно-восстановительный потенциал в химии?

окислительно-восстановительная реакция, также называемая окислительно-восстановительной реакцией, любая химическая реакция, в которой изменяется степень окисления участвующих химических соединений. Термин охватывает большой и разнообразный набор процессов.

Почему фосфор является хорошим восстановителем?

Соединения фосфора в качестве восстановителей Трехвалентный фосфор легко окисляется. Оксид трифенилфосфина, образующийся в реакциях 1 и 3, является очень стабильным полярным соединением и в большинстве случаев легко удаляется из других продуктов.

Как фосфор действует как восстановитель?

Восстановление ионов металлов. И фосфористая кислота, и ее депротонированные формы являются хорошими восстановителями, хотя и не обязательно быстро реагирующими. Они окисляются до фосфорной кислоты или ее солей. Восстанавливает растворы катионов благородных металлов до металлов.

Почему фосфористая кислота является восстановителем?

Фосфорная кислота представляет собой H 3 PO 3 Степень окисления P can. Следовательно, P все еще может потерять 2 электрона и восстановить другое вещество.Следовательно, H 3 PO 3 может действовать как восстановитель.

Какова степень окисления фосфора в P4?

Так как в Р4 все связи, образованные фосфором, только с самим собой, то степень окисления равна нулю.

Что вызывает окислительно-восстановительную реакцию?

Окислительно-восстановительные реакции состоят из двух частей: восстановительной половины и окисленной половины, которые всегда происходят вместе. Восстановленная половина получает электроны, и степень окисления уменьшается, тогда как окисленная половина теряет электроны, и степень окисления увеличивается.

Почему редукция называется редукцией?

Ernest Z. На заре химии окисление определялось как присоединение атомов кислорода, а восстановление — потеря атомов кислорода. Говорили, что ртуть восстановилась, потому что она потеряла атом кислорода.

Какой окислитель используется для окисления фосфора до фосфата?

Галогены и кислород окисляют фосфор. Оксиды представляют собой оксид фосфора (V), P4O10, и оксид фосфора (III), P4O6. Двумя распространенными методами получения ортофосфорной кислоты, h4PO4, являются либо реакция фосфата с серной кислотой, либо реакция воды с оксидом фосфора(V).

Где встречаются окислительно-восстановительные состояния фосфора?

Здесь мы показываем, что более низкие окислительно-восстановительные состояния фосфора распространены в образцах воды Флориды, и что, основываясь на глобальной концентрации фосфина, мы можем ожидать увидеть 5-15% всего растворенного фосфора в более низком окислительно-восстановительном состоянии.

Можно ли использовать восстановленное фосфорное соединение в качестве окислительно-восстановительного агента?

Восстановленные соединения фосфора считаются редкими; однако микробная способность использовать восстановленные соединения фосфора в качестве единственных источников фосфора является повсеместной. Здесь мы показываем, что от 10% до 20% растворенного фосфора имеют окислительно-восстановительное состояние менее +5 в пробах воды из центральной Флориды, в среднем, при этом некоторые образцы содержат почти столько же восстановленного фосфора, сколько фосфата.

Какая степень окисления фосфора является восстановленной?

Соединения P с восстановленной степенью окисления включают фосфонаты, характеризующиеся связями C-P, которые несут до 25% общего растворенного органического фосфора. Восстановленные соединения фосфора считаются редкими; однако микробная способность использовать восстановленные соединения фосфора в качестве единственных источников фосфора является повсеместной.

Что является важной частью биогеохимического цикла фосфора?

Составляя 10–20% от общего количества растворенного фосфора в окружающей среде Флориды, восстановленные соединения фосфора, следовательно, могут быть важной частью биогеохимического цикла фосфора и, в свою очередь, могут влиять на глобальный круговорот углерода и метаногенез.

Вопрос № 83a9e | Сократов

Я покажу вам, как это сделать для части (с) , так как это самая сложная реакция группы.

Итак, вы имеете дело с тремя окислительно-восстановительными реакциями.

Реакция в части (c) используется для получения белого фосфора , #»P»_4#, путем взаимодействия фосфата кальция , #»Ca»»»_3(«PO»_4)_2# с песком кокс при высоких температурах.

Я предполагаю, что вы знакомы с правилами, которые необходимо использовать при присвоении степеней окисления, поэтому я не буду вдаваться в них.

После того, как вы присвоите степени окисления всем атомам, участвующим в реакции, вам нужно искать атомы, которые имеют меньшую степень окисления на стороне продуктов, чем они имели на стороне реагентов — эти атомы имеют уменьшено .

Точно так же атомы, которые имеют большую степень окисления на стороне продукта, чем они имели на стороне реагентов, окисляются .

Присвойте степени окисления всем атомам, участвующим в реакции — я не включил состояния соединений

#2stackrel(цвет(синий)(+2))(«Ca»)_3(stackrel(цвет(синий)(+5))(«P») stackrel(цвет(синий)(-2))»O» _4)_2 + 6stackrel(цвет(синий)(+4))(«Si») stackrel(цвет(синий)(-2))(«O»)_2 + 10stackrel(цвет(синий)(0))(» C») -> stackrel(цвет(синий)(0))(«P»)_4 + 6stackrel(цвет(синий)(+2))(«Ca») stackrel(цвет(синий)(+4))( «Si») stackrel(цвет(синий)(-2))(«O»)_3 + 10stackrel(цвет(синий)(+2))(«C») stackrel(цвет(синий)(-2))( «О»)#

Итак, степень окисления кальция остается неизменной на уровне +2 . То же самое можно сказать и о степенях окисления кремния и кислорода, которые остаются постоянными в обеих частях уравнения при +4 и -2 соответственно.

Однако степени окисления фосфора и углерода меняются. Фосфор переходит от +5 на стороне реагентов к 0 на стороне продуктов.

Это означает, что фосфор был восстановлен , что означает, что он получил электроны .

Степень окисления углерода изменяется от 0 на стороне реагентов до +2 на стороне продуктов, что означает, что углерод был окислен , т.е.е. потеряли электронов.

Итак, если фосфор получил электроны, это может означать только то, что он взял эти электроны у углерода. Это означает, что фосфор действовал как окислитель для углерода.

Если посмотреть на это с точки зрения углерода, потерянные им электроны перешли на фосфор, так что можно сказать, что углерод действовал как восстановитель для фосфора.

Итак, помните, атом, который окисляется , действует как восстановитель , а атом, который восстанавливается , действует как окислитель .

Восстанавливающие вещества, сильные | Камео Кемикалс

Поскольку горение представляет собой окислительно-восстановительную реакцию, сильные восстановители легко воспламеняются. Поскольку многие из самых сильных восстановителей реагируют с водой с образованием продуктов, которые также легко воспламеняются, воду нельзя использовать для тушения пожаров сильных восстановителей, особенно металлов. Члены этой группы часто входят в состав взрывчатых смесей.

Сильные восстановители часто энергично реагируют с другими соединениями, выделяя тепло.Также могут образовываться газообразные продукты, которые могут создавать давление в закрытом контейнере и могут продолжать участвовать в дальнейших реакциях. Кислород, умеренно сильный окислитель, присутствует в атмосфере повсеместно и может быстро реагировать с соединениями этого класса. Ярким примером окислительно-восстановительной (или окислительно-восстановительной) реакции является реакция куска металлического натрия с водой. Когда натрий падает в воду, натрий действует как восстановитель, а вода действует как (очень слабый) окислитель.Эта реакция генерирует газообразный водород, а также тепло и искры, которые могут воспламенить водород и вызвать его взрыв.

Реакции сильных восстановителей с соединениями, которые являются известными окислителями, часто бывают взрывоопасными. Однако потенциально взрывоопасные смеси окислителей и восстановителей могут сохраняться неизменными в течение длительного времени, если не допускать нарушений (нагрев, искра, катализатор, механический удар). Другой, более опасный класс взрывчатых веществ — это те, в которых окислитель и восстановитель фактически являются разными частями одного и того же соединения.Эти соединения обычно гораздо более чувствительны, чем смеси отдельных окислителей и восстановителей, и могут использоваться в качестве детонаторов или первичных взрывчатых веществ.

Большинство из них токсичны при приеме внутрь; степень варьируется в широких пределах. Кроме того, газообразные или жидкие восстановители могут вызывать химические ожоги при вдыхании или попадании на кожу.

Восстановитель — это вещество, которое обычно вступает в реакцию, присоединяя электроны к другим веществам, процесс, известный как восстановление. Противоположный процесс (отщепление электронов от соединения) известен как окисление и всегда происходит одновременно с восстановлением.Общая реакция называется окислительно-восстановительной или «окислительно-восстановительной» реакцией.

Существует широкий диапазон возможных восстановителей, и эта группа реактивности предназначена для включения тех восстановителей, которые достаточно сильны, чтобы энергично реагировать с водой или кислородом в условиях окружающей среды и еще не включены в другие реакционноспособные группы. Некоторые из самых сильных восстановителей относятся к другим группам, включая гидриды металлов, алкилы металлов, арилы металлов и силаны; хлорсиланы; сульфиды неорганические; нитриды, фосфиды, карбиды и силициды; Металлы, щелочи, очень активные; и Металлы, Элементарные и Порошковые, Активные.

Соединения, которые содержат как окисляющий компонент, так и восстановительный компонент (такие соединения часто являются взрывчатыми веществами), классифицируются как в группе реактивных окислителей, так и в группе реакционноспособных восстановителей.

Гипофосфит аммония, арсин, декаборан, фосфорноватистая кислота, фосфин, трихлорид фосфора, фосфор, стибин, трихлорид титана.

Воспользуйтесь ссылками ниже, чтобы узнать, как эта реактивная группа взаимодействует с любым реактивных групп в базе данных.

Прогнозируемые опасности и побочные продукты газа для каждой пары реактивных групп будут отображаться, а также документация и ссылки, которые использовались для делать прогнозы реактивности.

Реакция спичечной головки | Кафедра химии

Резюме

Порции хлората калия и красного фосфора размером с горошину реагируют друг с другом, ударяя молотком. Наблюдаются дым, громкий хлопок и вспышка.

Опасности

  • Смесь хлората калия и красного фосфора чувствительна к ударам!!
  • НЕ ПЕРЕМЕШИВАЙТЕ СУХИЕ ПОРОШКИ ВМЕСТЕ.
  • НЕ ИСПОЛЬЗУЙТЕ БОЛЬШЕ, ЧЕМ ПРЕДУСМОТРЕННОЕ КОЛИЧЕСТВО РАЗМЕРА ГОРОШКИ.
  • KClO₃ является сильным окислителем. Не измельчайте KClO₃.
  • Красный фосфор очень токсичен и легко воспламеняется.

Химикаты и растворы

  • Красный фосфор (размером со спичечную головку)
  • Хлорат калия, KClO₃ (тот же размер, что и в № 1)

Материалы

  • Переходная доска
  • Шпатель
  • Молоток

Процедура

  1. С помощью шпателя нанесите небольшое количество красного фосфора на транспортировочную доску.
  2. Используя чистый шпатель, осторожно нанесите небольшое количество хлората калия на красный фосфор так, чтобы две кучки размером со спичку соприкасались.
  3. ЭТА СМЕСЬ ЧУВСТВИТЕЛЬНА К УДАРУ. НЕ РАЗМЕШИВАЙТЕ СУХИЕ ПОРОШКИ ВМЕСТЕ.
  4. Ударить молотком. Возникают резкие хлопушки в виде шума, искр (пламенных кусочков фосфора) и дыма.

Подсказка : не надевайте свою любимую рубашку для этой демонстрации. Лабораторный халат и защитные очки рекомендуются.

Обсуждение

\( \ce{ 3P4_{(s)} + 10KClO3 -> 3P4O10_{(s)} + 10KCl_{(s)} } \)

\( \ce{ P4 ~~~~~~~ \Delta G = -12.1 кДж/моль } \)

\( \ce{ P4O10 ~ \Delta G = -2697,7 кДж/моль} \)

\( \ce{ KClO3 ~\Delta G = -296,25 кДж/моль} \)

\( \ce{ KCl ~~~~~ \Delta G = -408,77 кДж/моль} \)

\( \ce{ Всего ~~~ \Delta G = -9182 кДж/моль } \)

Головка спичек «зажги где угодно» содержит окислитель, такой как хлорат калия, вместе с трисульфидом тетрафосфора, P₄S₃, стеклом и связующим. Сульфид фосфора легко воспламеняется, хлорат калия разлагается с выделением кислорода, который, в свою очередь, вызывает более сильное горение сульфида фосфора.

Головка безопасных спичек изготовлена ​​из окислителя, такого как хлорат калия, смешанного с серой, наполнителями и стеклянным порошком. Сторона коробки содержит красный фосфор, связующее вещество и порошковое стекло. Тепло, выделяемое трением при зажигании спички, приводит к тому, что незначительное количество красного фосфора превращается в белый фосфор, который самовозгорается на воздухе. Это вызывает разложение хлората калия с образованием кислорода и хлорида калия. Сера воспламеняется и поджигает дерево.

Архейское высвобождение фосфора, вызванное окислительно-восстановительной геохимией железа

Образцы

Образцы были собраны на юго-западе Гренландии во время полевых кампаний в ходе предыдущей работы в надкоровом поясе Исуа и Акилии 37, 45, 46 .

Фосфат к экспериментам по снижению фосфита

дибасионный фосфат натрия (Na 2 HPO 4 , 1 мм) и черный хлорид (FECL 2 · 4H 2 o, 3 мм) был растворен в деионизированной воде (10 мл) и перемешивали в течение 10 мин, доводя рН до 4.Его упаривали досуха на роторном испарителе, а остаток нагревали в постоянном токе азота при 180°С на песчаной бане в течение 72 часов. Нагретый остаток промывали деионизированной водой (10 мл), фильтровали через шприцевой фильтр 0,45 мкм, затем снова упаривали досуха и растворяли в оксиде дейтерия (1 мл) для 31 P { 1 H} Ядерный магнитный резонанс (ЯМР). ) анализ (Varian 400 МГц ЯМР в USF).

Анализ образцов показал наличие фосфата (синглет, 80%, 5.5 м.д.), пирофосфат (синглет, 15%, -5,5 м.д.) и фосфит (дублет, 5 %, 3,2 м.д.). Предыдущие исследования по нагреву фосфатов показали эффективное производство пирофосфата при температурах выше 180 °C, но никогда не продемонстрировали присутствие фосфита в результате этого процесса 47 . Чтобы подтвердить, что двухвалентное железо (Fe 2+ ) отвечает за восстановление фосфата, были проведены контрольные эксперименты с использованием металлического железа (Fe 0 ) и трехвалентного железа (Fe 3+ ) вместо двухвалентного железа, а также один эксперимент без присутствия железа.И эксперименты с железом, и эксперименты только с фосфатом показали присутствие только P 5+ , что подтверждает роль двухвалентного железа в процессе восстановления. Мы решили проверить это дальше и также смогли восстановить фосфит (P 3+ ) до гипофосфита (P 1+ ) с помощью того же процесса.

Мы отмечаем, что количество фосфита, полученное в наших экспериментах, было выше, чем ожидалось из приведенного ниже моделирования in silico; это считается из-за предсказаний модели с использованием химии растворов, в то время как наша экспериментальная установка не была расчетной.

Растворимость фосфитной соли

Mg, Fe, Ca и Al соли фосфита синтезировали медленным добавлением раствора фосфита натрия (0,1 M) к раствору хлорида металла (в данном случае MgCl 2 , FeCl 2 , FeCl 3 , CaCl 2 и AlCl 3 ). В каждом случае полученный осадок собирали и сушили в вакууме. Соль Fe 2+ хранилась в бардачке под номером N 2 . Затем 0,01 г каждого порошка помещали в 10 мл 18.2 МОм дважды деионизированную воду и перемешивали в течение одного дня. Затем растворы анализировали с помощью ICP-OES (Perkin Elmer Optima 2000DV at USF) для определения концентрации ионов металлов и концентрации фосфора и калибровали по стандартам каждого интересующего иона с концентрациями от 10 -5 до 10 — 3  M. Результаты каждого растворения показаны в дополнительной таблице 1 и сравниваются с аналогичными фосфатными минералами.

Методы ВЭЖХ-ИСП-МС

В данном исследовании использовался высокоэффективный жидкостный хроматограф Perkin Elmer S200, способный подключаться к масс-спектрометру Perkin Elmer Elan DRC II с индуктивно связанной плазмой (ВЭЖХ-ИСП-МС в USF).Для каждого образца 0,1 г образца порошкообразной породы экстрагировали 1 мл раствора 0,5 М раствора уксусной кислоты/ацетата натрия. Общие методы были изменены по сравнению с теми, которые использовались для определения P с помощью ионной хроматографии (IC) и масс-спектрометрии с электрораспылением IC 48,49,50 , и оптимизированы для ВЭЖХ-ИСП-МС. Хроматографическая колонка Dionex IonPac® AS17C с защитной колонкой AG17, установленной на ВЭЖХ. Все стандартные образцы и холостые пробы смешивали или готовили с использованием воды с сопротивлением 18 МОм или дважды дистиллированной воды с сопротивлением 18 МОм, дистиллированных кислот и твердых реагентов марки ACS или более высокого качества. Калибровочные стандарты и стандарты отдельных видов смешивали непосредственно перед анализом.

В первоначальных испытаниях 50 мкл образца элюировали либо 35 мМ KOH, либо NaOH (рекомендуемый элюент для колонки AS17C) в качестве подвижной фазы, но NaOH обеспечивал плохое разделение во всех испробованных условиях, поэтому от него отказались. Поскольку известно, что жидкости с высокой концентрацией общего количества растворенных твердых веществ осаждаются и покрывают конусы и линзы ИСП-МС, были предприняты попытки установить самую низкую молярную концентрацию, которую можно было бы использовать для адекватного разделения соединений фосфора.Мы применяли несколько градиентов от 0% KOH, 100% воды до 100% 35 мМ KOH в различных комбинациях. Наилучшие результаты были получены при использовании линейных градиентов с начальной концентрацией KOH 3,5 мМ в течение первых 2 минут, затем с увеличением до 35 мМ в течение 10 минут, а затем с сохранением 35 мМ в течение последних 10 минут при концентрации 1,0. мл/мин скорость потока. Пиковые значения давления в ВЭЖХ не превышали 3000 фунтов на квадратный дюйм в ходе эксперимента. Предпочтительные аналитические условия для ВЭЖХ приведены в предыдущей работе 14 .ИСП-МС работала при РЧ-мощности 1300 Вт для эффективной ионизации фосфора, имеющего высокий первый потенциал ионизации. Поток распылителя и напряжение линзы регулировали для оптимизации максимальной интенсивности сигнала по фосфору.

Серия Perkin Elmer Elan II DRC оснащена реакционной ячейкой, расположенной на линии с детектором, который используется для устранения помех с помощью реакционного газа либо для объединения интересующих частиц в молекулярные частицы с другой массой, либо реакцией с мешающими видами.Следуя методам, используемым для анализа мышьяка (As с m/z  = 75 превращается в AsO с m/z  = 91, чтобы избежать молекулярных помех) 14 , мы загрузили реакционную ячейку кислородом для преобразования 31 P в P–O ( m/z  = 47). Это было сделано, чтобы уменьшить/избежать помех от 15 N 16 O. Хотя общее содержание 15 N невелико, атмосферный интерфейс на ICP почти гарантирует, что существенный сигнал от 15 N 16 О будет всегда.Таким образом, преобразование 31 P в P–O должно снижать фон и повышать отношение сигнал/шум аналогично преобразованию мышьяка в AsO 14 .

Серию стандартов готовили из коммерчески доступных фосфорноватистой кислоты, фосфорной кислоты и фосфористой кислоты аналитической чистоты 18 МОм DI–H 2 O для получения 1 × 10 −3  М растворов для каждого вида, которые, в свою очередь, были последовательно разведены для получения индивидуальных стандартов с концентрациями в диапазоне от 1 × 10 -9 М до 1 × 10 -4 М.Стандарты смешанных видов также были приготовлены в том же диапазоне концентраций для проверки адекватного разделения и обнаружения, а также для проверки нижних пределов инструментального обнаружения при получении P при m/z  = 31 (стандартный режим) и P–O при m/z  = 47 (режим реакции). Стандарты хранили в коричневых стеклах или непрозрачных контейнерах из ПЭВП не более 4 сут при 4 °С, после чего выбрасывали. Не было обнаружено заметной разницы в концентрации для видов, хранящихся в ПЭВП, по сравнению со стеклом. Аналитические испытания были проведены с этими общими условиями с обнаружением на ICP-MS либо как P при m/z  = 31, либо как PO при m/z  = 47, чтобы подтвердить, какой метод обнаружения дает наилучший ответ (дополнительный рис.1).

Термодинамика восстановления

Моделирование термодинамического равновесия выполнено с использованием HSC Chemistry (версия 7.1, Outokompu Research Oy в USF). Реакции были решены с использованием калькулятора равновесия реакций этой программы, включая восстановление сочетания фосфата (HPO 4 2− ) до фосфита (HPO 3 2− ) с аммонием до нитрата, сероводорода до сульфата, метана до диоксида углерода. , МНО-МНО 2 , CR 2 o 3 o 3 2 , H 2 — H 2 O и FEO до Fe 2 O 3 . Реакции уравновешивали окислительно-восстановительным потенциалом с H + и H 2 O по мере необходимости, затем определяли отношение реакции K от 0°C до 500°C. При расчете доли восстановленного P предполагалось, что pH равен 7 (дополнительный рисунок 2).

Зависимая от окислительно-восстановительного потенциала химия фосфора на железе была исследована более глубоко с использованием модели равновесной химии HSC, в которой используется программа расчета энергии GIBBS 51 для определения равновесных количеств и решения балансов реакционных масс.Эта программа использовалась ранее для понимания переходов вода-порода 52 , моделирования химического состава океана Европы 53 и определения термодинамики испарения горных пород, вызванного молнией 54 . Используя эту модель, было рассчитано отношение фосфита к фосфату для различных окислительно-восстановительных буферов железо/оксид железа. Рассматриваемые виды включают кварц (Q), металлическое железо (I), фаялит (F), вюстит (W), магнетит (M) и гематит (H). Фосфит производится с наибольшим выходом в тех моделях, в которых в качестве исходных реагентов используется железо или вюстит (дополнительный рис.3).

Диаграмма Eh – pH фосфора и железа представлена ​​в качестве дополнительных рис. 6, 7, чтобы продемонстрировать предсказанное поведение P и Fe. Эта диаграмма была разработана с использованием модуля Eh–pH HSC Chemistry и рассчитана при 25 °C и 10 −8  M как для общего P, так и для общего Fe. Кроме того, диаграмму Eh–pH для P можно найти в предыдущей работе 16 .

Была построена простая модель растворения, чтобы определить, сколько воды требуется для разумного растворения всего фосфита, образовавшегося в результате восстановления в программе HSC Chemistry.Равновесный химический состав рассчитывали в зависимости от добавленных твердых веществ FeO, Fe 2 O 3 (2:1 по молям, 1:1 по содержанию Fe), вивианита, стренгита и двух солей фосфита FeHPO 3 и Fe 2 (HPO 3 ) 3 , с растворением, определяемым водными частицами Fe 2+ , Fe 3+ , FeOH 2+ , FeOH 5 2, + + , Fe (OH) 3 , Fe (OH) 4 , H 3 PO 3 , H 3 PO 4 , H 2 Po 3

0 — , H — , H 2 PO 4 , HPO — , HPO 3 , HPO 3 2- , HPO 4 2- , PO 4 3- , H + и ОН . Термодинамические данные для вивианита и стренгита контролировали растворимость фосфата и железа в этих системах 10 . Стабильность фосфитной соли, описанная в дополнительной таблице 1, контролировала растворимость фосфита. Все расчеты проводились при 25 °C и определяли объем воды, необходимый для полного растворения фосфита железа при различных исходных соотношениях фосфита и фосфата. Предполагалось, что общее количество P составляет 0,3 мас.% в виде фосфата и фосфита. рН жидкости был установлен на 7.2, «забуференных» в данном случае H 2 S(водн.) и Na 2 S в соотношении 1:0,4. Двухвалентное железо добавляли путем включения FeCl 2 в количествах, которые полностью растворялись до концентраций Fe 2+ либо 10 -6 , либо 10 -3   М.

Вторая модель определяла стационарную концентрацию фосфит из абиотических источников. Ожидается, что в устойчивом состоянии количество фосфита, высвобождаемого из горной породы, уравновешивает количество фосфита, окисленного в результате абиотических процессов, без учета дальнейшего окисления из биологических источников, суммируемое следующим образом:

$$\frac{{{{\lambda F}}_ {{\ mathrm{HT}}}}}{{{{M}}_{{\mathrm{Океан}}}}} = [{{\mathrm{P}}}^{3 +}]\frac{ {{\ mathrm{ln}}(2)}}{{{{t}}_{1/2}}}$$

(1)

, где λ — молярность фосфита в растворяющейся породе, F HT — поток гидротермального флюида, несущего эту концентрацию фосфита (оценочно 55 как ~10 15 9035 ), M Ocean — масса океана (10 21   кг), [P 3+ ] — стационарная концентрация (молярность) фосфита в океане в глобальном масштабе, и t 1/2 — период полураспада фосфита при окислении. Предполагаемые концентрации фосфита в стационарном состоянии затем дают отношение между λ и t 1/2 , так как ни у одного из них нет значений, которые хорошо ограничены в настоящее время. Таким образом, при таком подходе возможность разбавления фосфита или снижения добычи из породы учитывается путем изменения лямбда.

Эксперименты по окислению в твердом состоянии готовили на 20 мл деионизированной воды.Порошок металлического железа (325 меш, 3,351 г) медленно добавляли при перемешивании и оставляли на ночь в потоке газа N

2 . Осадок собирали вакуумной фильтрацией, затем сушили в вакууме в течение 12 часов перед анализом.

Термогравиметрический анализ (ТГА) выполняли с использованием TGA-50 (Shimadzu Scientific Instruments в KSU). Образец Fe(H 2 PO 3 ) 2  × 2H 2 O массой 9,700  мг нагревали на воздухе в алюминиевой ванне со скоростью 10 °C/мин от комнатной температуры до 130 °C. и скорость линейного изменения 5 °C/мин между 130 и 500 °C, при этом масса и температура образца измеряются каждую секунду (дополнительный рис. 4).

Дивергенция микробов

Двумя видами бактерий, способными утилизировать фосфит, являются Pseudomonas stutzeri и Prochlorococcus . Оба способны использовать фосфит в качестве единственного источника фосфора 56, 57 . Дивергенция этих двух видов была оценена с использованием базы знаний TimeTree 58 . Эти результаты согласуются с аргументами, сделанными предыдущими исследователями 17, 59 .

Эксперименты по окислению в растворе

Была разработана серия экспериментов для измерения окисления фосфита в водном растворе на воздухе.Были поставлены два эксперимента по ускорению окисления с использованием металлического железа. Металлическое железо инициирует окисление фосфита в присутствии кислорода 60 путем взаимодействия с O 2 с образованием радикалов OH 61 , которые окисляют фосфит 42 . Два других эксперимента были проведены в деионизированной воде, а в последнем контрольном эксперименте фосфит не использовался, а использовалось только железо (для проверки высвобождения фосфора из реагента железа).

Условия экспериментов приведены в дополнительной таблице 2.Всего 30 мМ фосфита натрия фосфита гидрата (Na 2 HPO 3 · 5H 2 O; >98 %; Riedel-deHaën 04283, Зельце, Германия) готовили в деионизированной воде (объем: 20 мл). pH раствора доводили до 7,0 с помощью гидроксида натрия (NaOH) и азотной кислоты (HNO 3 ). Чтобы инициировать окисление фосфита, ок. В раствор добавляли 572 мг порошка железа высокой чистоты (99+% <200 меш; Alfa Aesar 00737, Уорд-Хилл, Массачусетс) (мг Fe/мкмоль HPO 3  = 0.95). Реакционные сосуды (полипропиленовые пробирки Falcon TM объемом 50 мл) герметично закрывали для предотвращения испарения, которое могло вызвать изменение концентрации фосфита и фосфата продукта. Температура реакции составляла 4 ± 2 °C и 22 ± 2 °C. Чтобы предотвратить окисление фосфита рассеянным светом, эти опыты проводились в темноте.

Концентрацию фосфата, образующегося при окислении фосфита, контролировали в ходе экспериментов путем экстракции небольшой аликвоты раствора (100–150  мкл) через 3 дня, 35 дней и 1901 день (= 5 лет, 2 месяца и 13 дней) и проведение колориметрического анализа с использованием малахитового анализа 62 в Йельском университете. Мы выбрали этот анализ, потому что анализ малахита не влияет на окисление фосфита во время анализов, приводящих к артефактам, и его аналитическая точность составляет ± 20   мкМ (1   SD).

Эксперименты A9 и A10 (дополнительная таблица 2) были разработаны, чтобы определить, происходит ли окисление фосфита без порошка железа при 4°C и 22°C соответственно. Фосфат не был обнаружен в ходе эксперимента до 1901 дня (= около 5 лет и 2 месяцев), что позволяет предположить, что растворенный фосфит кинетически стабилен и не окисляется без порошка железа на воздухе до 1901 дня (дополнительная таблица 3).Для образца A12 (см. Дополнительную таблицу 2) порошок железа добавляли в деионизированную воду для проверки чистоты порошка железа. В ходе эксперимента из порошка железа не было получено фосфата (дополнительная таблица 3).

Эти результаты позволяют предположить, что фосфит относительно стабилен даже в насыщенной кислородом воде с периодом полураспада 1000–3000 лет в зависимости от температуры и в отсутствие окислительного катализатора, способного образовывать радикалы ОН. Если реакция окисления имеет первый порядок по O 2 , то при 10 −5  × нынешнем атмосферном уровне 63 эти периоды полураспада могут составлять около 10 8 лет, что означает очень незначительное окисление даже в течение геологические временные рамки.

Модель биологического окисления

Мы исследуем вероятность того, что фосфит может быть окислен микробной активностью в морской воде. Идентифицированы три фермента, которые способствуют окислению восстановленных неорганических соединений фосфора: htxD, ptxD и BAP 17 . И htxD, и BAP используют O 2 в качестве акцептора электронов в процессе окисления, следовательно, ptxD, который использует NAD + , является наиболее вероятным ферментом, способствующим окислению фосфита, присутствующим до GOE 17 .{2 — }]}} + 0,245,$$

(2)

, где [HPO 3 2− ] — начальная концентрация фосфита в микромоль/л, а k — начальная скорость окисления или удельная активность в микромолях в минуту на мг ptxD, а концентрация НАД Предполагается, что + остается постоянным при 45  мкМ 64 . {2 — }]}}{{2{{k}} \times {{m}}_{{\mathrm{enz}}}}},$$

(3)

, где m enz – масса фермента, присутствующего в единице объема морской воды.Мы находим m enz как:

$${{m}}_{{\mathrm{enz}}} = {{C}}_{\mathrm{d}} \times {{m}} _{{\mathrm{ячейка}}} \times {{F}}_{{\mathrm{Pt}} — {\mathrm{ox}}} \times {{F}}_{{\mathrm{enz} }}$$

(4)

, где C d — плотность клеток в морской воде, и предполагается, что 65 составляет ~10 6 клеток/мл, хотя это, вероятно, является значительным завышением для глубины океана 66 .90 422 м 90 423 90 356 клеток 90 357 — это масса отдельных бактериальных клеток, оцененная здесь примерно в 1  пг, или 10 90 350 −15 90 351   кг 90 350 67 90 351 . F Pt-ox – фракция клеток, способных окислять восстановленные соединения фосфора, оцениваемая как 1% 17 .

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.