Пример готовой курсовой работы по предмету: Химия
Содержание
Введение
Глава 1. Фосфор.
1.1 Особенности химии фосфора.
1.2 Фосфор простое вещество.
1.3 Химические свойства .
1.4 Получение и применение.
Глава
2. Неорганические соединения фосфора.
2.1 Соединения фосфора со степенью окисления -3.
2.2 Оксиды фосфора
2.3 Фосфорсодержащие кислоты и их соли.
2.4 Соединения фосфора с неметаллами.
Глава
3. Органические соединения фосфора.
3.1 Фосфорорганических соединений.
3.2 Биологическая роль фосфора.
Глава
4. Геохимическая роль фосфора.
4.1. Круговорот фосфора в природе
4.2 Антропогенные факторы загрязнения соединения-ми фосфора.
Заключение
Используемая литература.
Выдержка из текста
Введение
Фосфор весьма распространённый элемент; его содержание в земной коре составляет 0.1 %, в морской воде его содержится гораздо меньше (0,15-4,2) 10-6 % . В свободном состоянии не встречается из-за своей химической ак-тивности, образует около
19. минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5(PO4)3F, фосфорит Ca 3(PO4)2 и флюорит CaF2.
Фосфор один из главных элементов-органогенов. Он входит в состав многих органических соединений, в том числе в состав соединений, из кото-рых состоят ткани животных и растений. Органические соединения фосфора играют важную роль в процессах жизнедеятельности организмов, принимают участие в биосинтезе нуклеиновых кислот, различных, ферментов, полисаха-ридов. Фосфор концентрируется живым веществом, где его содержание примерно в 10 раз больше, чем в земной коре.
Фосфор шестой по содержанию элемент в организме человека после ки-слорода, водорода, углерода, азота и кальция. Количество фосфора составляет 11,5% от массы тела. Суточная потребность в элементе для беременных и кормящих женщин составляет 1500 мг, для детей
2. лет
80. мг, детей 1012 лет 1200 мг, взрослого человека
80. мг.
Фосфор открыт в 1669 г. Самое интересное, пожалуй, то, что из всех древ-них и средневековых элементов только фосфору может быть приписана со-вершенно точная (с точностью до года) дата обнаружения.
Открытие фосфора это важное и неожиданное событие XVII в. Оно про-извело большое впечатление на просвещенные умы, если не сказать, вызвало сенсацию. Причиной тому было совершенно необычное свойство вещества (элементом его назвать было бы преждевременно): оно само по себе при обычной температуре светилось на воздухе. Такого рода вещества (например, болонский камень продукт прокаливания минерала барита с углем и мас-лом, т. е. сульфид бария BaS) назывались фосфорами (от греческого фос «свети» и форо «несу»).
Так будущее название появилось раньше откры-тия самого элемента. Необычной была и история его открытия.
В Гамбурге жил разорившийся торговец Хенинг Брандт. Алхимия в то время уже постепенно начинала сдавать свои позиции, но вера в существование философского камня еще жила. Верил в него и X. Брандт. Желая поправить свои торговые дела, он стал отыскивать первичную материю в раз-личных соединениях. В круг его исследований попала и человеческая моча. X. Брандт выпарил мочу до сиропообразной консистенции, затем перегнал и получил жидкость красного цвета, которую он назвал уринным маслом. Пе-регнав эту жидкость еще раз, X. Брандт обнаружил на дне реторты черный осадок: После долгого прокаливания остаток переходил в белое светящееся вещество, оседавшее на стенках колбы-приемника. Можно представить себе радость алхимика! Ведь он считал, что выделил элементарный огонь. X. Брандт постарался сохранить свой секрет в тайне и продолжал работы с фос-фором, надеясь получить с его помощью золото из других металлов. Эти ра-боты, как и следовало, ожидать, ни к чему не привели. Не получив золота из неблагородных металлов, он решил заняться продажей нового диковинного вещества, стараясь при этом не сообщать никому способ его приготовления. Но и это не удалось. Фосфор, как только стал известен в Европе, сразу же привлек к себе внимание многих ученых и они стали заниматься изучением фосфора, а позже и его соединений.
Ещё одной особенностью фосфора является то, что он является чистым элементом состоит только из атомов Р
31. Изотопы фосфора 32Р и 33 Р в природе не встречаются, их получают с помощью ядерных реакций, их пе-риоды полураспада составляют соответственно 14,23 и 25,3 дня.
Глава 1. Фосфор простое вещество.
1.1 Особенности химии фосфора.
Второй типический элемент V группы фосфор является неметаллом. По величине ОЭО он уступает таким типичным неметаллам, как фтор, кислород, хлор, азот и сера. Увеличение главного квантового числа и атомного радиуса в группе при переходе от азота к фосфору обусловливает ряд особенностей химии фосфора.
Во-первых, сумма первых пяти ионизационных потенциалов резко падает от азота (266,8 В) к фосфору (176,7 В).
Это ведет к стабильности положи-тельных степеней окисления, включая высшую характеристическую степень окисления +5. Именно поэтому все производные фосфора, содержащие фос-фор в степенях окисления меньше +5, проявляют себя как восстановители. В то же время соединения фосфора (+5) окислителями не являются. Этим же объясняется большая устойчивость кислородных соединений фосфора по сравнению с таковыми азота. Наоборот, водородные соединения фосфора ме-нее стабильны, чем водородные соединения азота.
Во-вторых, валентные возможности фосфора гораздо богаче, чем у азота, вследствие наличия у первого вакантных 3d-орбиталей.
При промотировании электрона на одну из 3d-орбиталей у атома фосфора появляются 5 не спаренных электронов, которые только по обменному меха-низму обеспечивают ковалентность, равную
5. Кроме того, свободные 3d-орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму. В этом случае фосфор акцептирует на эти вакант-ные орбитали электронные пары партнеров-доноров. В соответствии с боль-шими валентными возможностями у фосфора появляются новые типы гибри-дизации, например, sp 3d (к. ч. 5) и sp 3d 2 (к. ч. 6), которые в принципе не могут быть осуществлены в случае атома азота. Однако в химии фосфора наиболее часто встречаются производные, в которых его атомные орбитали подверже-ны 5p 3-гибридизации.
В-третьих, в химии фосфора ярче проявляется склонность к образованию полимерных структур. В противовес простой молекуле N2, в химии гомоа-томных соединений фосфора (различных модификаций простых веществ) за-метна тенденция к образованию твердых полимеров. В химии фосфора хоро-шо известны как гомо-, так и гетероцепные полимеры. В этом отношении не-обходимо констатировать горизонтальную аналогию в ряду SiPS. К тому же фосфор обладает максимальным химическим сродством к кислороду и фтору, как кремний и сера.
Наконец, для фосфора расширяются возможности и для дополнительного -связывания. При этом атомы фосфора могут образовывать не только р-p, но и p-d -связи, причем последние в большинстве случаев предпочтительны.
1.2 Фосфор простое вещество.
Атомы фосфора объединяются в двухатомные Р 2, четырехатомные Р 4 и по-лимерные Р
2. молекулы. Молекулы Р 2, dp-p =
19. пм построенные аналогично N2, существуют лишь при температурах выше 1000°С. Средняя энергия связи в молекуле Р 2 довольно высокая (490 кдж/моль); ее распад на атомы наблю-дается лишь выше 2000°С.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температурах ниже 1000°С устойчивы четырехатомные молекулы Р
4. имеющие форму тетраэдра (рис. 1).
При конденсации паров образуется белый фосфор (пл. 1,8 г/см 3).
Он имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся моле-кулы Р
4. Белый фосфор представляет собой белое вещество с желтоватым оттенком (из-за примесей) с температурой плавления 44,1° С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек или слитков иной формы, он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре, и светится (бледно-зеленое свечение).
Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией или ус-таревшим термином — фосфоресценцией. При незначительном нагреве белый фосфор легко загорается ( чтобы его зажечь достаточно дотронутся до него горячей пробиркой).
Список использованной литературы
1.Угай Я.А. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1989.
2.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия,1993.
3.Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1975.
4.Петров и др. Неорганическая химия. Л.: Химия,1989.
5.Ахметов Н.С. неорганическая хиимя.- М. : Высшая школа,1975.
6.Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. М.: Мир,1993.
7.Трифонов Д.Н. , Трифонов В.Д. Как были открыты химические эле-менты. М. : Просвещение.1980.
8.Нейланд О.Я. Органическая химия : Учебн. для хим. спец. вузов. М. : Высшая школа,1990.
9.Степаненко Б.Н. Курс органической химии. Часть 1. М. : Высшая школа, 1976.
10. Электронный научный журнал «ИССЛЕДОВАНО В РОССИИ» 1382 http://zhurnal.ape.relarn.ru/articles/2006/147.pdf
.
11. Добровольский В.В. Химия Земли. М. : Просвещение,1980.
12. Никаноров А.М., Хоржуя Т.А. Экология.- М. ПРИОР,2000
