Фосфор

6

РЕФЕРАТ

КР:      с. ,    таблиць,     рисунків, ,     джерел.

Об'ект дослідження – графіт (С)

Мета роботи – проаналізувати особливості форм розподілу потенціалу, поля та заряду в широкозонних напівпровідниках при різних умовах поляризації.

Методи дослідження – вимірювання координатних залежностей потенціалу методом потенціального зонда під мікроскопом; розрахунок розподілу поля та заряду на основі отриманих даних.

ГРАФІТ, НАПІВПРОВІДНИК, ДІЕЛЕКТРИК,

ЗМІСТ

Завдання на КР

Реферат………………………………………………………………………..

Вступ ……………………………………………………………………….…

1. Теоретична частина………………………………………………………..

1.1 Історія виникнення…………………………………………………….

1.2 Фізичні властивості……………………………………………………

1.3 Область застосування графіту...………………………………………

2. Розрахункова частина…………….……………………………………......

Висновки ………………………………………………………………….......

Перелік посилань…………………………………………………………......

ВСТУП

Міжнародна назва вуглецю походить від латинського carbo – вугілля, пов'язаного з древнім корінням kar – вогонь. Цей же корінь в латинському cremare – горіти, а можливо, і в російській «гар», «жар», «учадіти» (у давньоруському «угораті» - обпалювати). Звідси – і «вугілля».

Фосфор (лат. Phosphorus), хімічний елемент V групи періодичної системи. Названий від греч.  phōsphóros— світлоносний. Утворює декілька модифікацій — білий фосфор (щільність 1,828 г/см3, tпл 44,14°c), червоний фосфор (щільність 2,31 г/см3, tпл 593°c), і ін. Білий фосфор легко займається, світиться в темноті (звідси назва), отруйний; червоний менш активний хімічно, отруйний. Добувають з апатітов і фосфорітов. Головний споживач — сільське господарство (фосфорні добрива); застосовується в сірниковому виробництві, металургії (розкислювач і компонент деяких сплавів), в органічному синтезі і ін. Присутній в живих клітинах у вигляді орто- і пірофосфорної кислот і їх похідних.

Елементарний фосфор існує в декількох аллотропних модифікаціях, головні з яких: біла (фосфор III), червона (фосфор II) і чорна (фосфор I).  Білий фосфор — воскоподібна, прозора речовина, з характерним запахом. Складається з молекул тетраедрів Р4, які можуть вільно обертатися. Білий фосфор володіє кубічною кристалічною решіткою молекулярного типа, параметр вічка а = 1,851 нм. Щільність 1,828 кг/дм3. Температура плавлення 44,14°c, температура кипіння 287°c. Існує дві форми білого фосфору: а-модифікація, з кубічною кристалічною решіткою, при –76,9°C переходить в b-модіфікацію, кристалічна решітка якої не встановлена і відсутнє вільне обертання молекул Р4. Діелектрик. Розчиняється в етиловому спирті, бензолі, сірковуглеці Cs2.  Нагріваючи білий фосфор без доступу повітря при 250—300°c отримують червоний фосфор. Домішки натрію, йоду і селену і уф-промені прискорюють перехід однієї модифікації в іншу.  Червоний фосфор аморфний, має колір від яскраво-червоного до темно-коричневого і фіолетового. Існує декілька кристалічних форм з різними властивостями. Кристалічний червоний фосфор (фосфор Гитторфа) отримують охолоджуючи насичений при температурі 600°c розчин червоного фосфору в розплавленому свинці. Він володіє моноклінними гратами, параметри елементарного вічка а = 1,02 нм, в = 0,936 нм, з = 2,51 нм, кут b 118,8°. Щільність червоного фосфору 2,0—2,4 кг/дм3. Діелектрик. При нагріванні червоний фосфор випаровується у вигляді молекул Р4 конденсація яких приводить до утворення білого фосфору.  При нагріванні білого фосфору до 200—220°c під тиском 1,2 ГПа утворюється кристалічний чорний фосфор. Грати побудовані з волокнистих шарів з пірамідальним розташуванням атомів. Найбільш стійкий різновид чорного фосфору має орторомбічні грати, параметри а = 0,3314 нм, в = 0,4376 нм, з = 1,0478 нм. Щільність чорного фосфору 2,702 кг/дм3. Зовні схожий на графіт; напівпровідник, діамагнітен. При нагріванні до 560—580°С перетворюється на червоний фосфор. Чорний фосфор малоактивний, насилу запалав.

1 Теоретична частина

1.1 Основні відомості

Фо́сфор (P) - хімічний елемент із атомним номером 15, а також проста речовина утворена атомами цього елемента, яка має кілька різних алотропних форм.

Зовнішний вигляд простої речовини: білий, восковидний;

Структура гратки: кубічна;

Період гратки: 7,170 А;

Атомна маса (молярна маса): 30,973762 а. о. м. (г/моль);

Радіус атома: 128 пм;

Енергія йонізації (перший електрон): 1011,2 (10,48) кДж/моль (еВ);

Електронна конфігурація: [Ne] 3s23p3.

1.2 Історія

Фосфор відкритий гамбурзьким алхіміком Геннігом Брандом у 1669 році. Подібно до інших алхіміків, Бранд намагався відшукати еліксир життя або філософський камінь, а отримав речовину, яка світиться. Тим відкриттям Бранд не збагатився і продав спосіб отримання Даніелю Крафту (Johann Daniel Kraft), який заробив на цьому маєток. Трохи пізніше фосфор був отриманий іншим німецьким хіміком - Йоганном Кункелем. Незалежно від Бранда і Кункеля фосфор був отриманий Робертом Бойлем, який описав його в статті «Спосіб приготування фосфору з людської сечі», датованій 14 жовтня 1680 та опублікованій у 1693 році. Удосконалений спосіб отримання фосфору був опублікований в 1743 році Андреасом Маргграфом. Існують дані, що фосфор вміли отримувати ще арабські алхіміки в XII ст.

Те, що фосфор - проста речовина, довів Антуан Лавуазьє.

1.3 Походження назви

У 1669 р. німецький алхімік Геннінг Бранд при нагріванні суміші білого піску і випарованої сечі отримав речовину, що світилася в темноті, названу спочатку «холодним вогнем», а пізніше фосфором, від грец. φως-φορος — світлоносний.

1.4 Поширення в природі

Фосфор досить поширений елемент (0,08% маси земної кори). В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінерали фосфорит Са3(PO4)2 і апатит, який у своєму складі містить, крім Са3(PO4)2, СаP2 або CaCl2. Багаті родовища апатиту є на Кольському півострові, а також у південному Казахстані (гори Каратау), на Уралі, в Естонії, Ленінградській і Московській областях, в Україні і в інших місцях. Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са3(PO4)2. Крім того, фосфор входить до складу білкових речовин.

1.5 Фізичні властивості

У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор. Білий фосфор являє собою безбарвну воскоподібну речовину з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Утворюється при швидкому охолодженні парів фосфору. Його густина 1,82 г/см3. Температура плавлення 44,1°С, температура кипіння 280°С. У воді практично не розчиняється, але доб -

Рисунок 1.1 – білий фосфор з жовтим відтінком на зрізі під шаром води.

ре розчиняється в сірковуглеці CS2. Білий фосфор надзвичайно отруйний - на шкірі залишає хворобливі опіки. Доза його в 0,1 г — смертельна для людини. Тому працювати з ним слід дуже обережно. На повітрі білий фосфор легко окислюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється в світло. Тому білий фосфор у темноті світиться. Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40°С, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.

Рисунок 1.2 – червоний з лівої та фіолетовий фосфор з правої сторони

Червоний фосфор являє собою порошкоподібну речовину червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250°С. Червоний фосфор не отруйний і в сірковуглеці не розчиняється. Густина його 2,20 г/см3. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240°С. При нагріванні він не плавиться, а переходить безпосередньо з твердого в газоподібний стан (сублімує). При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор.

Чорний фосфор – речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Він масний на дотик, з металічним блиском, виявляє властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200ºС) під великим тиском (1220 МПа).

1.6 Хімічні властивості

Ковалентний радіус: 106 пм;

Радіус йона: 35(+5е)212(-3е) пм;

Електронегативність (за Полінгом): 2,19;

Електродний потенціал: 0;

Ступені окиснення: 5,3,-3;

Фосфор належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 15. Маючи на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: ( 15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору виявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки перетворюються в негативно тривалентні іони: Р0 + 3e = Р3-. Однак фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони більш віддалені від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.

Разом з тим атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони, наприклад Р0 — 5е = Р5+. В зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.

З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентаоксид фосфору P2O5:

 4P + 5O2 = 2P2O5

Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl5:

 2P + 5Cl2 = 2PCl5

При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:

 2P + 3Ca = Ca3P2

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:

 Ca3P2+6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑

1.7 Термодинамічні властивості

Густина: (білий фосфор) 1,82 г/см3;

Питома теплоємність: 0,757 Дж/(К*моль);

Теплопровідність: 0,236 Вт/(м*К);

Температура плавлення: 317,3 К;

Теплота плавлення: 2,51 кДж/моль;

Температура кипіння: 553 К;

Теплота випаровування: 49,8 кДж/моль;

Молярний об’єм: 17,0 см3/моль.

1.8 Сполуки

Для фосфору характерним є ступінь окислення "+5", якому відповідають природні фосфатні мінерали. Сполуки фосфору "+3" - відновники.

 Оксиди: P2O5 (який має тетраедричну структуру P4O10), P2O3, некласичні P4Ox (x=7..9).

Рисунок 1.3 – Сполуки оксидів

 Кислоти

Таблиця 1.1 – Кислотні сполуки

 Галогеніди фосфору: PCl5, POCl3, PCl3 та аналогічні бурхливо взаємодіють з водою, утворюючи галогенводневі кислоти.

1.9 Отримання

У вільному стані фосфор одержують шляхом відновлення фосфату кальцію вугілля в присутності діоксиду кремнію

 Са3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

 P2O5 + 5C = 2P + 5CO↑

Процес відновлення проводять у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500°С. Діоксид кремнію (пісок) додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку CaSiO3. Одержуваний фосфор виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.