Fizikalne lastnosti fosforjevih spojin. Beli fosfor: lastnosti, zgodovina odkritja in uporabe. Biti v naravi

>> Kemija: Fosfor in njegove spojine

Zgradba in lastnosti atomov . Naslednji predstavnik glavne podskupine V. skupine periodnega sistema za dušikom je nekovinski element fosfor R. Atomi imajo v primerjavi z atomi dušika večji radij, nižjo vrednost elektronegativnosti in zato bolj izrazite redukcijske lastnosti. Spojine z oksidacijskim stanjem fosforjevega atoma -3 so manj pogoste kot spojine dušika (samo v fosfidih - spojinah fosforja s kovinami, na primer Ca3P2, Na3P). Pogosteje ima fosfor v spojinah oksidacijsko stanje +5. Toda njegova spojina z vodikom - fosfin PH3 - je redek primer, ko je kovalentna vez med atomi različnih elementov nepolarna zaradi dejstva, da imata elektronegativnost fosforja in vodika skoraj enake vrednosti.

Fosfor je enostavna snov. Kemični element fosfor tvori več alotropskih modifikacij. Od teh že poznate dve enostavni snovi: beli fosfor in rdeči fosfor.

Beli fosfor ima molekularno kristalno mrežo, sestavljeno iz molekul P4. Netopen v vodi, topen v ogljikovem disulfidu. Na zraku zlahka oksidira in se celo vname v obliki prahu.

Beli fosfor je zelo strupen. Njegova posebna lastnost je sposobnost, da zaradi oksidacije sveti v temi. Shranjuje se pod vodo.

Rdeči fosfor je temno škrlaten prah. Ne topi se ne v vodi ne v ogljikovem disulfidu. Na zraku počasi oksidira in se ne vname samovžig. Nestrupeno in ne sveti v temi.

Ko rdeči fosfor segrevamo v epruveti, zaprti z vatirano palčko, se spremeni v beli fosfor (koncentrirane pare), in če palčko izvlečemo, bo beli fosfor utripal v zraku (slika 35). Ta poskus kaže vnetljivost belega fosforja.

Kemične lastnosti rdečega in belega fosforja so podobne, vendar je beli fosfor bolj kemično aktiven. Torej, oba, kot se spodobi za nekovine, sodelujeta s kovinami in tvorita fosfide:

Beli fosfor se na zraku spontano vname, medtem ko rdeči fosfor gori ob vžigu. V obeh primerih nastane fosforjev oksid, ki se sprošča v obliki gostega belega dima:

4P + 502 = 2P205

riž. 35. Poskus, ki ponazarja prehod rdečega fosforja v belega

Fosfor ne reagira neposredno z vodikom; fosfin PH3 je mogoče pridobiti posredno, na primer iz fosfidov:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

fosfin- zelo strupen plin z neprijetnim vonjem. Lahko vnetljivo na zraku. Ta lastnost fosfina pojasnjuje pojav močvirskih ostankov.

Fosforjeve spojine . Pri gorenju fosfina ali fosforja, kot že veste, nastane fosforjev oksid P205 - bel higroskopičen prah. Je tipičen kisli oksid, ki ima vse lastnosti kislih oksidov.

Fosforjev oksid ustreza fosforjevi kislini H3P04. Je trdna prozorna kristalna snov, dobro topna v vodi v poljubnem razmerju. Kot tribazična kislina H3P04 tvori tri vrste soli:

srednje velike soli ali fosfati, na primer Ca3(PO4)2, ki so netopni v vodi, razen fosfatov alkalijskih kovin;

kisle soli - dihidrogenfosfati, na primer Ca(H2P04)2, ki so večinoma dobro topni v vodi;

kisle soli - hidrofosfati, na primer CaHPO4, ki so rahlo topni v vodi (razen natrijevih, kalijevih in amonijevih fosfatov), ​​t.j. zavzemajo vmesni položaj med fosfati in hidrofosfati v topnosti.

V naravi se fosfor ne pojavlja v prosti obliki – le v obliki spojin. Najpomembnejši naravni fosforjevi spojini sta minerala fosforiti in apatiti. Njihov glavni del je kalcijev fosfat Ca3(P04)2, iz katerega se industrijsko pridobiva fosfor.

Biološki pomen fosforja. Fosfor je stalna sestavina tkiv človeških, živalskih in rastlinskih organizmov. V človeškem telesu je večina fosforja vezanega na kalcij. Za izgradnjo okostja otrok potrebuje toliko fosforja kot kalcija. Poleg kosti je fosfor v živčnem in možganskem tkivu, krvi in ​​mleku. V rastlinah, tako kot pri živalih, je fosfor del beljakovin.

Iz fosforja, ki pride v človeško telo s hrano, predvsem z jajci, mesom, mlekom in kruhom, se gradi ATP - adenozin trifosforna kislina, ki služi kot zbiralec in nosilec energije, ter nukleinske kisline - DNK in RNK, ki prenašata dedne lastnosti telesa. ATP se najbolj intenzivno porablja v aktivno delujočih organih telesa: jetrih, mišicah, možganih. Ni zaman, da je slavni mineralog, eden od ustanoviteljev znanosti o geokemiji, akademik A. E. Fersman fosfor imenoval "element življenja in misli".

Kot rečeno, fosfor obstaja v naravi v obliki spojin, ki jih najdemo v tleh (ali raztopljen v naravnih vodah). Fosfor črpajo rastline iz prsti, živali pa ga pridobivajo iz rastlinske hrane. Po odmiranju rastlinskih in živalskih organizmov se fosfor vrne v tla. Tako poteka kroženje fosforja v naravi (slika 36).

Uporaba fosforja in njegovih spojin . Rdeči fosfor se uporablja za proizvodnjo vžigalic in fosforne kisline, ki se uporablja za proizvodnjo fosfatnih gnojil in krmnih dodatkov za živino. Poleg tega se fosfor uporablja za proizvodnjo pesticidov (spomnite se pločevink diklorvosa, klorofosa itd.).

Odkritje fosforja . Fosfor je odkril nemški alkimist G. Brand leta 1669 in je dobil ime po svoji sposobnosti, da sveti v temi (grško phosphorus - luminiferous).

1. Alotropija fosforja: beli fosfor, rdeči fosfor.

2. Lastnosti fosforja: tvorba fosfidov, fosfin, fosforjev oksid (V).

3. Fosforjeva kislina in tri vrste njenih soli: fosfati, hidrogenfosfati in dihidrogenfosfati.

4. Biološki pomen fosforja (kalcijev fosfat, ATP, DNA in RNA).

5. Uporaba fosforja in njegovih spojin.

Napišite formule treh vrst soli natrijeve in fosforne kisline, jih poimenujte in zapišite enačbe za njihovo disociacijo.

Zapišite reakcijske enačbe, s katerimi lahko izvedete naslednje transformacije:

P -> Mg3P2 -> PH3 -> P205 -> H3P04 -> Ca3(P04)2

Fosfor in njegove spojine

Uvod

Poglavje I. Fosfor kot element in kot preprosta snov

1.1. Fosfor v naravi

1.2. Fizične lastnosti

1.3. Kemijske lastnosti

1.4. potrdilo o prejemu

1.5. Aplikacija

Poglavje II. Fosforjeve spojine

2.1. Oksidi

2.2. Kisline in njihove soli

2.3. fosfin

Poglavje III. Fosforna gnojila

Zaključek

Bibliografija

Uvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P je kemični element V. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 15, atomska masa 30,973762(4). Oglejmo si strukturo atoma fosforja. Zunanja energijska raven fosforjevega atoma vsebuje pet elektronov. Grafično izgleda takole:

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 3 3d 0

Leta 1699 je hamburški alkimist H. Brand v iskanju »filozofskega kamna«, ki naj bi navadne kovine spreminjal v zlato, pri izhlapevanju urina s premogom in peskom izoliral belo voskasto snov, ki se je lahko svetila.

Ime "fosfor" izvira iz grščine. “phos” – svetloba in “phoros” – nosilec. V Rusiji je izraz "fosfor" leta 1746 uvedel M.V. Lomonosov.

Glavne fosforjeve spojine vključujejo okside, kisline in njihove soli (fosfati, dihidrogenfosfati, hidrogenfosfati, fosfidi, fosfiti).

V gnojilih je veliko snovi, ki vsebujejo fosfor. Takšna gnojila se imenujejo fosforjeva gnojila.

Odsek jaz Fosfor kot element in kot enostavna snov

1.1 Fosfor v naravi

Fosfor je eden od pogostih elementov. Skupna vsebnost v zemeljski skorji je približno 0,08%. Zaradi lahke oksidacije se fosfor v naravi pojavlja le v obliki spojin. Glavni fosforjevi minerali so fosforiti in apatiti, od slednjih je najpogostejši fluorapatit 3Ca3 (PO4)2 CaF2. Fosforiti so razširjeni na Uralu, v Povolžju, Sibiriji, Kazahstanu, Estoniji in Belorusiji. Največja nahajališča apatita se nahajajo na polotoku Kola.

Fosfor je nujen element za žive organizme. Prisoten je v kosteh, mišicah, možganskem tkivu in živcih. Molekule ATP so zgrajene iz fosforja – adenozin trifosforne kisline (ATP je zbiralec in prenašalec energije). Telo odraslega človeka vsebuje povprečno približno 4,5 kg fosforja, predvsem v kombinaciji s kalcijem.

Fosfor najdemo tudi v rastlinah.

Naravni fosfor je sestavljen le iz enega stabilnega izotopa 31 R. Danes poznamo šest radioaktivnih izotopov fosforja.

1.2 Fizikalne lastnosti

Fosfor ima več alotropskih modifikacij - bel, rdeč, črn, rjav, vijoličen fosfor itd. Prve tri od teh so najbolj raziskane.

Beli fosfor- brezbarvna, rumenkasto obarvana kristalna snov, ki se sveti v temi. Njegova gostota je 1,83 g/cm3. Netopen v vodi, topen v ogljikovem disulfidu. Ima značilen vonj po česnu. Tališče 44°C, temperatura samovžiga 40°C. Da beli fosfor zaščitimo pred oksidacijo, ga hranimo pod vodo v temi (na svetlobi se spremeni v rdeči fosfor). Na mrazu je beli fosfor krhek, pri temperaturah nad 15°C postane mehak in ga je mogoče rezati z nožem.

Molekule belega fosforja imajo kristalno mrežo, na vozliščih katere so molekule P4, oblikovane kot tetraeder.

Vsak atom fosforja je s tremi σ vezmi povezan z ostalimi tremi atomi.

Beli fosfor je strupen in povzroča težko zacelljive opekline.

Rdeči fosfor– praškasta snov temno rdeče barve, brez vonja, se ne topi v vodi in ogljikovem disulfidu ter ne sveti. Temperatura vžiga 260°C, gostota 2,3 g/cm3. Rdeči fosfor je mešanica več alotropskih modifikacij, ki se razlikujejo po barvi (od škrlatne do vijolične). Lastnosti rdečega fosforja so odvisne od pogojev njegove proizvodnje. Ni strupeno.

Črni fosfor Videti je kot grafit, na dotik je masten in ima lastnosti polprevodnika. Gostota 2,7 g/cm3.

Rdeči in črni fosfor imata atomsko kristalno mrežo.

1.3 Kemijske lastnosti

Fosfor je nekovina. V spojinah ima običajno oksidacijsko stopnjo +5, manj pogosto - +3 in –3 (samo v fosfidih).

Reakcije z belim fosforjem so lažje kot z rdečim fosforjem.

I. Interakcija z enostavnimi snovmi.

1. Interakcija s halogeni:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (fosforjev (III) klorid),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (fosforjev (V) klorid).

2. Interakcija z nekovinami:

2P + 3S = P2 S3 (fosforjev (III) sulfid.

3. Medsebojno delovanje s kovinami:

2P + 3Ca = Ca3 P2 (kalcijev fosfid).

4. Medsebojno delovanje s kisikom:

4P + 5O2 = 2P2 O5 (fosforjev (V) oksid, fosforjev anhidrid).

II. Interakcija s kompleksnimi snovmi.

1.4 Prejem

Fosfor pridobivajo iz zdrobljenih fosforitov in apatitov, slednje zmešajo s premogom in peskom ter žgajo v pečeh pri 1500 °C:

2Ca3 (PO4)2 + 10C + 6SiO26CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor se sprošča v obliki hlapov, ki kondenzirajo v sprejemniku pod vodo in tvorijo beli fosfor.

Pri segrevanju na 250-300 °C brez dostopa zraka beli fosfor postane rdeč.

Črni fosfor se pridobiva z dolgotrajnim segrevanjem belega fosforja pri zelo visokem tlaku (200°C in 1200 MPa).

1.5 Uporaba

Rdeči fosfor se uporablja pri izdelavi vžigalic (glej sliko). Je del mešanice, ki se nanese na stransko površino škatlice za vžigalice. Glavna sestavina glave vžigalice je bertholletova sol KClO3. Zaradi trenja glave vžigalice ob mazivo se delci fosforja v zraku vnamejo. Kot posledica oksidacijske reakcije fosforja se sprosti toplota, ki vodi do razgradnje bertholletove soli.

Nastali kisik pomaga vžgati glavo vžigalice.

Fosfor se uporablja v metalurgiji. Uporablja se za proizvodnjo prevodnikov in je sestavni del nekaterih kovinskih materialov, kot je kositrni bron.

Fosfor se uporablja tudi pri proizvodnji fosforne kisline in pesticidov (diklorvos, klorofos itd.).

Beli fosfor se uporablja za ustvarjanje dimnih zaves, saj pri njegovem zgorevanju nastaja bel dim.

Odsek II . Fosforjeve spojine

2.1 Oksidi

Fosfor tvori več oksidov. Najpomembnejša med njimi sta fosforjev oksid (V) P4 O10 in fosforjev oksid (III) P4 O6. Pogosto so njihove formule zapisane v poenostavljeni obliki - P2 O5 in P2 O3. Struktura teh oksidov ohranja tetraedrično razporeditev fosforjevih atomov.

Fosforjev oksid(III) P4 O6 je voskasta kristalinična masa, ki se pri 22,5°C tali in spremeni v brezbarvno tekočino. Strupeno.

Ko se raztopi v hladni vodi, tvori fosforjevo kislino:

P4 O6 + 6H2 O = 4H3 PO3,

in pri reakciji z alkalijami - ustrezne soli (fosfiti).

Močno redukcijsko sredstvo. Pri interakciji s kisikom se oksidira v P4 O10.

Fosforjev (III) oksid se pridobiva z oksidacijo belega fosforja v odsotnosti kisika.

Fosforjev oksid(V) P4 O10 je bel kristalinični prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima več modifikacij, od katerih ima ena (tako imenovana hlapna) sestavo P4 O10. Kristalna mreža te modifikacije je sestavljena iz molekul P4 O10, ki so med seboj povezane s šibkimi medmolekulskimi silami, ki se pri segrevanju zlahka zlomijo. Od tod nestanovitnost te sorte. Druge modifikacije so polimerne. Tvorijo jih neskončne plasti tetraedrov PO4.

Pri interakciji P4 O10 z vodo nastane fosforna kislina:

P4 O10 + 6H2 O = 4H3 PO4.

Ker je kisli oksid, P4 O10 reagira z bazičnimi oksidi in hidroksidi.

Nastane pri visokotemperaturni oksidaciji fosforja v presežku kisika (suh zrak).

Zaradi izjemne higroskopičnosti se fosforjev (V) oksid uporablja v laboratorijski in industrijski tehnologiji kot sušilno in dehidracijsko sredstvo. Po svojem sušilnem učinku prekaša vse druge snovi. Kemično vezana voda se odstrani iz brezvodne perklorove kisline, da nastane njen anhidrid:

4HClO4 + P4 O10 = (HPO3)4 + 2Cl2 O7.

2.2 Kisline in njihove soli

A) Fosforna kislina H3 PO3. Brezvodna fosforjeva kislina H3 PO3 tvori kristale z gostoto 1,65 g/cm3, ki se talijo pri 74°C.

Strukturna formula:

Pri segrevanju brezvodnega H3PO3 pride do reakcije disproporcioniranja (avtooksidacija-samoredukcija):

4H3 PO3 = PH3 + 3H3 PO4.

Soli fosforne kisline – fosfiti. Na primer K3 PO3 (kalijev fosfit) ali Mg3 (PO3)2 (magnezijev fosfit).

Fosforjevo kislino H3 PO3 dobimo z raztapljanjem fosforjevega (III) oksida v vodi ali hidrolizo fosforjevega (III) klorida PCl3:

РCl3 + 3H2 O = H3 PO3 + 3HCl.

b) Fosforna kislina (ortofosforna kislina) H3 PO4 .

Brezvodna fosforna kislina so lahki prozorni kristali, ki difundirajo v zraku pri sobni temperaturi. Tališče 42,35°C. Fosforjeva kislina z vodo tvori raztopine poljubne koncentracije.

Fosforjeva kislina ima naslednjo strukturno formulo:

Fosforjeva kislina reagira s kovinami, ki se nahajajo v seriji standardnih elektrodnih potencialov do vodika, z bazičnimi oksidi, z bazami in s solmi šibkih kislin.

V laboratoriju fosforno kislino pridobivajo z oksidacijo fosforja s 30% dušikovo kislino:

3P + 5HNO3 + 2H2 O = 3H3 PO4 + 5NO.

V industriji fosforno kislino proizvajajo na dva načina: ekstrakcijo in termično. V jedru metoda ekstrakcije predelava zdrobljenih naravnih fosfatov z žveplovo kislino:

Ca3 (PO4)2 + 3H2 SO4 = 2H3 PO4 + 3CaSO4 ↓.

Fosforno kislino nato filtriramo in koncentriramo z uparjenjem.

Toplotna metoda sestoji iz redukcije naravnih fosfatov v prosti fosfor, čemur sledi njegov sežig do P4 O10 in raztapljanje slednjega v vodi. Za fosforno kislino, proizvedeno s to metodo, je značilna višja čistost in povečana koncentracija (do 80% teže).

Fosforjeva kislina se uporablja za proizvodnjo gnojil, za pripravo reagentov, organskih snovi in ​​za ustvarjanje zaščitnih premazov na kovinah. Prečiščena fosforna kislina je potrebna za pripravo farmacevtskih izdelkov in krmnih koncentratov.

Fosforjeva kislina ni močna kislina. Kot tribazična kislina postopoma disociira v vodni raztopini. V prvi fazi je disociacija lažja.

1. H3 PO4H+ + (dihidrogenfosfatni ion);

2. H+ + (vodikov fosfatni ion);

3. H+ + (fosfatni ion).

Skupna ionska enačba za disociacijo fosforne kisline:

Fosforjeva kislina tvori tri vrste soli:

a) K3 PO4, Ca3 (PO4)2 – trisubstituirani ali fosfati;

b) K2 HPO4, CaHPO4 – disubstituirani ali hidrofosfati;

c) KH2 PO4, Ca(H2 PO4)2 – monosubstituirani ali dihidrogenfosfati.

Monosubstituirani fosfati so kisli, dvobazični fosfati so rahlo alkalni, tribazični fosfati pa alkalni.

Vsi alkalijski in amonijevi fosfati so topni v vodi. Od kalcijevih soli fosforne kisline se v vodi topi le kalcijev dihidrogenfosfat. Kalcijev hidrogenfosfat in kalcijev fosfat sta topna v organskih kislinah.

Pri segrevanju fosforna kislina najprej izgubi vodo - topilo, nato se začne dehidracija fosforne kisline in nastane difosforna kislina:

2H3 PO4 = H4 P2 O7 + H2 O.

Pomemben del fosforne kisline se pretvori v difosforno kislino pri temperaturi okoli 260 °C.

V) Fosforjeva kislina (hipofosforna kislina) H4 P2 O6.

.

H4 P2 O6 je tetrabazična kislina srednje jakosti. Med skladiščenjem se hipofosforna kislina postopoma razgradi. Ko se njegove raztopine segrejejo, se spremeni v H3PO4 in H3PO3.

Nastane pri počasni oksidaciji H3PO3 na zraku ali oksidaciji belega fosforja v vlažnem zraku.

G) Hipofosforna kislina (hipofosforna kislina) H3PO2. Ta kislina je enobazna in močna. Hipofosforna kislina ima naslednjo strukturno formulo:

.

Hipofosfiti– soli hipofosforjeve kisline – običajno dobro topne v vodi.

Hipofosfiti in H3PO2 so energijski reducenti (zlasti v kislem okolju). Njihova dragocena lastnost je sposobnost redukcije raztopljenih soli nekaterih kovin (Ni, Cu itd.) v prosto kovino:

2Ni2+ + + 2H2 O → Ni0+ + 6H+ .

Hipofosforno kislino dobimo z razgradnjo kalcijevih ali barijevih hipofosfitov z žveplovo kislino:

Ba(H2 PO2)2 + H2 SO4 = 2H3 PO2 + BaSO4 ↓.

Hipofosfiti nastanejo pri vrenju belega fosforja v suspenziji kalcijevih ali barijevih hidroksidov.

2P4 (bela) + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2.

2.3 Fosfin

fosfin PH3 - spojina fosforja z vodikom - brezbarven plin z ostrim, neprijetnim vonjem po česnu, dobro topen v vodi (kemično ne reagira z njo) in je zelo strupen. Na zraku se čisti in suhi fosfin vname pri segrevanju nad 100-140 °C. Če fosfin vsebuje primesi difosfina P2 H4, se na zraku spontano vname.

Pri interakciji z nekaterimi močnimi kislinami nastane fosfin fosfonijeve soli, Na primer:

PH3 + HCl = PH4 Cl (fosfonijev klorid).

Struktura fosfonijevega kationa [PH4]+ je podobna strukturi amonijevega kationa +.

Voda razgradi fosfonijeve soli, da nastane fosfin in vodikov halid.

Fosfin lahko dobimo z reakcijo fosfidov z vodo:

Ca3 P2 + 6H2 O = 3Ca(OH)2 + 2PH3.

In še zadnja stvar. Ko fosfor medsebojno deluje s kovinami, nastanejo soli - fosfidi. Na primer Ca3 P2 (kalcijev fosfid), Mg3 P2 (magnezijev fosfid).

Odsek III Fosforna gnojila

Fosforjeve spojine se tako kot dušikove spojine v naravi nenehno spreminjajo - v naravi poteka kroženje fosforja. Rastline pridobivajo fosfate iz zemlje in jih pretvarjajo v kompleksne organske snovi, ki vsebujejo fosfor. Te snovi vstopajo v živalsko telo z rastlinsko hrano - tvorba beljakovinskih snovi v živčnem in mišičnem tkivu, kalcijevi fosfati v kosteh itd. Po smrti živali in rastlin se spojine, ki vsebujejo fosfor, razgradijo pod delovanjem mikroorganizmov. Posledično nastanejo fosfati. Tako je cikel, izražen z diagramom, zaključen:

P (živi organizmi) P (tla).

Ta cikel se prekine, ko se fosforjeve spojine odstranijo iz pridelka. Pomanjkanje fosforja v tleh se praktično ne napolni naravno. Zato je treba uporabiti fosforjeva gnojila.

Kot veste, so lahko mineralna gnojila enostavna ali zapletena. Enostavna gnojila vključujejo gnojila, ki vsebujejo en hranilni element. Kompleksna gnojila vsebujejo več hranil.

Kako se fosfatna gnojila proizvajajo v industriji? Naravni fosfati se ne raztopijo v vodi in so slabo topni v raztopinah tal in jih rastline slabo absorbirajo. Predelava naravnih fosfatov v vodotopne spojine je naloga kemične industrije. Vsebnost hranila fosforja v gnojilu ocenjujemo z vsebnostjo fosforjevega oksida (V) P2 O5.

Glavna sestavina fosfatnih gnojil je kalcijev dihidrogen ali hidrogenfosfat. Fosfor je del mnogih organskih spojin v rastlinah. Prehrana s fosforjem uravnava rast in razvoj rastlin. Najpogostejša fosforjeva gnojila so:

1.Fosforna moka– fin bel prah. Vsebuje 18-26 % P2 O5.

Pridobiva se z mletjem fosforitov Ca3 (PO4)2.

Fosforna moka se lahko absorbira samo na podzolnih in šotnih tleh, ki vsebujejo organske kisline.

2. Preprost superfosfat– siv drobnozrnat prah. Vsebuje do 20 % P2 O5.

Pridobiva se z reakcijo naravnega fosfata z žveplovo kislino:

Ca3 (PO4)2 + 2H2 SO4 = Ca(H2 PO4)2 + 2CaSO4.

superfosfat

V tem primeru dobimo mešanico soli Ca(H2PO4)2 in CaSO4, ki jo rastline dobro absorbirajo v kateri koli zemlji.

3. Dvojni superfosfat(barva in videz sta podobna preprostemu superfosfatu).

Pridobiva se z delovanjem na naravni fosfat s fosforno kislino:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2.

V primerjavi z enostavnim superfosfatom ne vsebuje CaSO4 in je veliko bolj koncentrirano gnojilo (vsebuje do 50 % P2 O5).

4. oborina– vsebuje 35-40 % P2 O5.

Pridobljeno z nevtralizacijo fosforne kisline z raztopino kalcijevega hidroksida:

H3 PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 2H2 O.

Uporablja se na kislih tleh.

5. Kostna moka. Pridobljeno s predelavo kosti domačih živali vsebuje Ca3 (PO4)2.

6. Amofos– kompleksno gnojilo, ki vsebuje dušik (do 15 % K) in fosfor (do 58 % P2 O5) v obliki NH4 H2 PO4 in (NH4)2 HPO4. Pridobiva se z nevtralizacijo fosforne kisline z amoniakom.

Zaključek

In na koncu bi rad povedal biološki pomen fosforja. Fosfor je sestavni del tkiv človeških, živalskih in rastlinskih organizmov. V človeškem telesu je večina fosforja vezanega na kalcij. Za izgradnjo okostja otrok potrebuje toliko fosforja kot kalcija. Poleg kosti je fosfor v živčnem in možganskem tkivu, krvi in ​​mleku. V rastlinah, tako kot pri živalih, je fosfor del beljakovin.

Iz fosforja, ki pride v človeško telo s hrano, predvsem z jajci, mesom, mlekom in kruhom, se gradi ATP - adenozin trifosforna kislina, ki služi kot zbiralec in nosilec energije, ter nukleinske kisline - DNK in RNK, ki prenašata dedne lastnosti telesa. ATP se najbolj intenzivno porablja v aktivno delujočih organih telesa: jetrih, mišicah in možganih. Ni zaman, da je slavni mineralog, eden od ustanoviteljev znanosti o geokemiji, akademik A. E. Fersman fosfor imenoval "element življenja in misli".

Kot rečeno, fosfor obstaja v naravi v obliki spojin, ki jih najdemo v tleh (ali raztopljen v naravnih vodah). Fosfor črpajo rastline iz prsti, živali pa ga pridobivajo iz rastlinske hrane. Po odmiranju rastlinskih in živalskih organizmov se fosfor vrne v tla. Tako poteka kroženje fosforja v naravi.

Bibliografija:

1. Akhmetov N.S. Kemija 9. razred: učbenik. za splošno izobraževanje učbenik ustanove. – 2. izd. – M.: Izobraževanje, 1999. – 175 str.: ilustr.

2. Gabrielyan O.S. Kemija 9. razred: učbenik. za splošno izobraževanje učbenik ustanove. – 4. izd. – M.: Bustard, 2001. – 224 str.: ilustr.

3. Gabrielyan O.S. Kemija razredi 8-9: metoda. dodatek. – 4. izd. – M.: Bustard, 2001. – 128 str.

4. Erošin D.P., Šiškin E.A. Metode reševanja problemov v kemiji: učbenik. dodatek. – M.: Izobraževanje, 1989. – 176 str.: ilustr.

5. Kremenchugskaya M. Kemija: Priročnik za šolarja. – M.: Filol. Društvo "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 str.

6. Kritsman V.A. Branje anorganske kemije. – M.: Izobraževanje, 1986. – 273 str.

Fosfor in njegove spojine

Uvod

Poglavje I. Fosfor kot element in kot preprosta snov

1.1. Fosfor v naravi

1.2. Fizične lastnosti

1.3. Kemijske lastnosti

1.4. potrdilo o prejemu

1.5. Aplikacija

Poglavje II. Fosforjeve spojine

2.1. Oksidi

2.2. Kisline in njihove soli

2.3. fosfin

Poglavje III. Fosforna gnojila

Zaključek

Bibliografija

Uvod

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 3 3d 0

Leta 1699 je hamburški alkimist H. Brand v iskanju »filozofskega kamna«, ki naj bi navadne kovine spreminjal v zlato, pri izhlapevanju urina s premogom in peskom izoliral belo voskasto snov, ki se je lahko svetila.

Ime "fosfor" izvira iz grščine. “phos” – svetloba in “phoros” – nosilec. V Rusiji je izraz "fosfor" leta 1746 uvedel M.V. Lomonosov.

Glavne fosforjeve spojine vključujejo okside, kisline in njihove soli (fosfati, dihidrogenfosfati, hidrogenfosfati, fosfidi, fosfiti).

V gnojilih je veliko snovi, ki vsebujejo fosfor. Takšna gnojila se imenujejo fosforjeva gnojila.

Odsek jaz Fosfor kot element in kot enostavna snov

1.1 Fosfor v naravi

Fosfor je eden od pogostih elementov. Skupna vsebnost v zemeljski skorji je približno 0,08%. Zaradi lahke oksidacije se fosfor v naravi pojavlja le v obliki spojin. Glavni fosforjevi minerali so fosforiti in apatiti, od slednjih je najpogostejši fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosforiti so razširjeni na Uralu, v Povolžju, Sibiriji, Kazahstanu, Estoniji in Belorusiji. Največja nahajališča apatita se nahajajo na polotoku Kola.

Fosfor je nujen element za žive organizme. Prisoten je v kosteh, mišicah, možganskem tkivu in živcih. Molekule ATP so zgrajene iz fosforja – adenozin trifosforne kisline (ATP je zbiralec in prenašalec energije). Telo odraslega človeka vsebuje povprečno približno 4,5 kg fosforja, predvsem v kombinaciji s kalcijem.

Fosfor najdemo tudi v rastlinah.

Naravni fosfor je sestavljen le iz enega stabilnega izotopa 31 R. Danes poznamo šest radioaktivnih izotopov fosforja.

1.2 Fizikalne lastnosti

Fosfor ima več alotropskih modifikacij - bel, rdeč, črn, rjav, vijoličen fosfor itd. Prve tri od teh so najbolj raziskane.

Beli fosfor- brezbarvna, rumenkasto obarvana kristalna snov, ki se sveti v temi. Njegova gostota je 1,83 g/cm3. Netopen v vodi, topen v ogljikovem disulfidu. Ima značilen vonj po česnu. Tališče 44°C, temperatura samovžiga 40°C. Da beli fosfor zaščitimo pred oksidacijo, ga hranimo pod vodo v temi (na svetlobi se spremeni v rdeči fosfor). Na mrazu je beli fosfor krhek, pri temperaturah nad 15°C postane mehak in ga je mogoče rezati z nožem.

Molekule belega fosforja imajo kristalno mrežo, na vozliščih katere so molekule P 4 v obliki tetraedra.

Vsak atom fosforja je s tremi σ vezmi povezan z ostalimi tremi atomi.

Beli fosfor je strupen in povzroča težko zacelljive opekline.

Rdeči fosfor– praškasta snov temno rdeče barve, brez vonja, se ne topi v vodi in ogljikovem disulfidu ter ne sveti. Temperatura vžiga 260°C, gostota 2,3 g/cm 3 . Rdeči fosfor je mešanica več alotropskih modifikacij, ki se razlikujejo po barvi (od škrlatne do vijolične). Lastnosti rdečega fosforja so odvisne od pogojev njegove proizvodnje. Ni strupeno.

Črni fosfor Videti je kot grafit, na dotik je masten in ima lastnosti polprevodnika. Gostota 2,7 g/cm3.

Rdeči in črni fosfor imata atomsko kristalno mrežo.

1.3 Kemijske lastnosti

Fosfor je nekovina. V spojinah ima običajno oksidacijsko stopnjo +5, manj pogosto - +3 in –3 (samo v fosfidih).

Reakcije z belim fosforjem so lažje kot z rdečim fosforjem.

I. Interakcija z enostavnimi snovmi.

1. Interakcija s halogeni:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (fosforjev (III) klorid),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (fosforjev (V) klorid).

2. Interakcija z nekovinami:

2P + 3S = P 2 S 3 (fosforjev (III) sulfid.

3. Medsebojno delovanje s kovinami:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (kalcijev fosfid).

4. Medsebojno delovanje s kisikom:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (fosforjev (V) oksid, fosforjev anhidrid).

II. Interakcija s kompleksnimi snovmi.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

1.4 Prejem

Fosfor pridobivajo iz zdrobljenih fosforitov in apatitov, slednje zmešajo s premogom in peskom ter žgajo v pečeh pri 1500 °C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

Fosfor se sprošča v obliki hlapov, ki kondenzirajo v sprejemniku pod vodo in tvorijo beli fosfor.

Pri segrevanju na 250-300 °C brez dostopa zraka beli fosfor postane rdeč.

Črni fosfor se pridobiva z dolgotrajnim segrevanjem belega fosforja pri zelo visokem tlaku (200°C in 1200 MPa).

1.5 Uporaba

Rdeči fosfor se uporablja pri izdelavi vžigalic (glej sliko). Je del mešanice, ki se nanese na stransko površino škatlice za vžigalice. Glavna sestavina glave vžigalice je Bertoletova sol KClO 3 . Zaradi trenja glave vžigalice ob mazivo se delci fosforja v zraku vnamejo. Kot posledica oksidacijske reakcije fosforja se sprosti toplota, ki vodi do razgradnje bertholletove soli.

Nastali kisik pomaga vžgati glavo vžigalice.

Fosfor se uporablja v metalurgiji. Uporablja se za proizvodnjo prevodnikov in je sestavni del nekaterih kovinskih materialov, kot je kositrni bron.

Fosfor se uporablja tudi pri proizvodnji fosforne kisline in pesticidov (diklorvos, klorofos itd.).

Beli fosfor se uporablja za ustvarjanje dimnih zaves, saj pri njegovem zgorevanju nastaja bel dim.

Odsek II . Fosforjeve spojine

2.1 Oksidi

Fosfor tvori več oksidov. Najpomembnejša med njimi sta fosforjev oksid (V) P 4 O 10 in fosforjev oksid (III) P 4 O 6. Pogosto so njihove formule zapisane v poenostavljeni obliki - P 2 O 5 in P 2 O 3. Struktura teh oksidov ohranja tetraedrično razporeditev fosforjevih atomov.

Fosforjev oksid(III) P 4 O 6 je voskasta kristalna masa, ki se topi pri 22,5 ° C in se spremeni v brezbarvno tekočino. Strupeno.

Ko se raztopi v hladni vodi, tvori fosforjevo kislino:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

in pri reakciji z alkalijami - ustrezne soli (fosfiti).

Močno redukcijsko sredstvo. Pri interakciji s kisikom se oksidira v P 4 O 10.

Fosforjev (III) oksid se pridobiva z oksidacijo belega fosforja v odsotnosti kisika.

Fosforjev oksid(V) P 4 O 10 – bel kristalinični prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima več modifikacij, od katerih ima ena (tako imenovana hlapna) sestavo P 4 O 10. Kristalna mreža te modifikacije je sestavljena iz molekul P 4 O 10 , ki so med seboj povezane s šibkimi medmolekulskimi silami, ki se pri segrevanju zlahka zlomijo. Od tod nestanovitnost te sorte. Druge modifikacije so polimerne. Tvorijo jih neskončne plasti tetraedrov PO 4 .

Pri interakciji P 4 O 10 z vodo nastane fosforna kislina:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Ker je kisli oksid, P 4 O 10 reagira z bazičnimi oksidi in hidroksidi.

Nastane pri visokotemperaturni oksidaciji fosforja v presežku kisika (suh zrak).

Zaradi izjemne higroskopičnosti se fosforjev (V) oksid uporablja v laboratorijski in industrijski tehnologiji kot sušilno in dehidracijsko sredstvo. Po svojem sušilnem učinku prekaša vse druge snovi. Kemično vezana voda se odstrani iz brezvodne perklorove kisline, da nastane njen anhidrid:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

2.2 Kisline in njihove soli

A) Fosforna kislina H3PO3. Brezvodna fosforjeva kislina H 3 PO 3 tvori kristale z gostoto 1,65 g/cm 3, ki se talijo pri 74 °C.

Strukturna formula:

Pri segrevanju brezvodnega H 3 PO 3 pride do reakcije disproporcioniranja (avtooksidacija-samozdravljenje):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4.

Soli fosforne kisline – fosfiti. Na primer K 3 PO 3 (kalijev fosfit) ali Mg 3 (PO 3) 2 (magnezijev fosfit).

Fosforjevo kislino H 3 PO 3 dobimo z raztapljanjem fosforjevega (III) oksida v vodi ali hidrolizo fosforjevega (III) klorida PCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

b) Fosforna kislina (ortofosforna kislina) H 3 PO 4 .

Brezvodna fosforna kislina so lahki prozorni kristali, ki difundirajo v zraku pri sobni temperaturi. Tališče 42,35°C. Fosforjeva kislina z vodo tvori raztopine poljubne koncentracije.

Med biogenimi elementi je treba posebno mesto dati fosforju. Navsezadnje brez njega ne morejo obstajati tako pomembne spojine, kot so na primer ATP ali fosfolipidi, pa tudi mnogi drugi. Hkrati so anorganske snovi tega elementa zelo bogate z različnimi molekulami. Fosfor in njegove spojine se pogosto uporabljajo v industriji, so pomembni udeleženci v bioloških procesih in se uporabljajo v najrazličnejših človeških dejavnostih. Zato razmislimo, kaj je ta element, kakšna je njegova preprosta snov in najpomembnejše spojine.

Fosfor: splošne značilnosti elementa

Položaj v periodnem sistemu lahko opišemo v več točkah.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Tretje majhno obdobje.
3. Serijska številka - 15.
4. Atomska masa - 30,974.
5. Elektronska konfiguracija atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Možna oksidacijska stanja so od -3 do +5.
7. Kemijski simbol - P, izgovorjava v formulah "pe". Ime elementa je fosfor. Latinsko ime Phosphorus.

Zgodovina odkritja tega atoma sega v daljno 12. stoletje. Tudi v zapisih alkimistov so bile informacije, ki so govorile o proizvodnji neznane "svetleče" snovi. Vendar je bil uradni datum za sintezo in odkritje fosforja leto 1669. Bankrotirani trgovec Brand je v iskanju filozofskega kamna po naključju sintetiziral snov, ki lahko oddaja sij in gori s svetlim, slepečim plamenom. To je naredil z večkratnim kalciniranjem človeškega urina.

Po tem je bil ta element pridobljen neodvisno drug od drugega z uporabo približno enakih metod:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Danes je ena najbolj priljubljenih metod sinteze te snovi redukcija iz ustreznih mineralov, ki vsebujejo fosfor, pri visokih temperaturah pod vplivom ogljikovega monoksida in silicijevega dioksida. Postopek se izvaja v posebnih pečeh. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi tako za živa bitja kot tudi za številne sinteze v kemični industriji. Zato bi morali razmisliti, kaj je ta element kot preprosta snov in kje se nahaja v naravi.

Enostavna snov fosfor

Težko je poimenovati katero koli specifično spojino, ko gre za fosfor. To je razloženo s številnimi alotropskimi spremembami, ki jih ima ta element. Obstajajo štiri glavne vrste preproste snovi fosforja.

1. Bela. To je spojina s formulo P4. Je bela hlapna snov z ostrim, neprijetnim vonjem po česnu. Pri normalnih temperaturah se na zraku spontano vname. Gori z žarečo bledo zeleno svetlobo. Zelo strupeno in smrtno nevarno. Kemična aktivnost je izjemno visoka, zato se pridobiva in hrani pod plastjo prečiščene vode. To je možno zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Ogljikov disulfid in organske snovi so za ta namen najbolj primerne za beli fosfor. Pri segrevanju se lahko spremeni v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Ko se para kondenzira in ohladi, lahko tvori plasti. Na dotik so mastne, mehke, zlahka jih je rezati z nožem, bele (rahlo rumenkaste). Tališče 44 0 C. Zaradi svoje kemične aktivnosti se uporablja v sintezah. Toda zaradi svoje strupenosti se industrijsko ne uporablja široko.
2. Rumena. Je slabo prečiščena oblika belega fosforja. Je še bolj strupen in tudi neprijeten vonj po česnu. Vname se in gori s svetlo sijočim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali se sploh ne raztopijo v vodi, po popolni oksidaciji oddajajo oblake belega dima s sestavo P4O10.
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejša in najpogosteje uporabljena modifikacija te snovi v industriji. Pasto rdeča masa, ki se pod povišanim pritiskom lahko spremeni v vijolične kristale, je kemično neaktivna. To je polimer, ki se lahko raztopi samo v določenih kovinah in v ničemer drugem. Pri temperaturi 250 0 C sublimira in se spremeni v belo modifikacijo. Ni tako strupena kot prejšnje oblike. Vendar pa je pri dolgotrajni izpostavljenosti telesu strupen. Uporablja se pri nanašanju vžigalne prevleke na škatlice za vžigalice. To je razloženo z dejstvom, da se ne more spontano vžgati, ampak med denotacijo in trenjem eksplodira (vname).
4. Črna. Po videzu zelo spominja na grafit in je tudi masten na otip. Je polprevodnik električnega toka. Temni kristali, sijoči, ki se sploh ne morejo raztopiti v topilih. Da se vžge, so potrebne zelo visoke temperature in predhodno segrevanje.

Zanimiva je tudi nedavno odkrita oblika fosforja – kovinski. Je prevodnik in ima kubično kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

Kemične lastnosti fosforja so odvisne od oblike, v kateri se nahaja. Kot je navedeno zgoraj, so modifikacije rumene in bele najbolj aktivne. Na splošno je fosfor sposoben interakcije z:

• kovine, ki tvorijo fosfide in delujejo kot oksidanti;
• nekovine, ki delujejo kot redukcijsko sredstvo in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• močni oksidanti, ki se spremenijo v fosforno kislino;
• s koncentriranimi jedkimi alkalijami glede na vrsto nesorazmernosti;
• z vodo pri zelo visokih temperaturah;
• s kisikom, da tvorijo različne okside.

Kemične lastnosti fosforja so podobne lastnostim dušika. navsezadnje je del skupine pniktogena. Vendar pa je aktivnost zaradi raznolikosti alotropskih modifikacij za nekaj velikosti večja.

Biti v naravi

Kot hranilo je fosforja zelo veliko. Njegov odstotek v zemeljski skorji je 0,09%. To je kar velik podatek. Kje se ta atom nahaja v naravi? Obstaja več glavnih mest:

• zeleni del rastlin, njihova semena in plodovi;
• živalska tkiva (mišice, kosti, zobna sklenina, številne pomembne organske spojine);
• Zemljina skorja;
• tla;
• kamnine in minerali;
• morska voda.

V tem primeru lahko govorimo le o vezanih oblikah, ne pa tudi o enostavni snovi. Navsezadnje je izjemno aktiven in to mu ne dovoljuje, da bi bil svoboden. Med minerali, ki so najbogatejši s fosforjem, so:

• Angleščina;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit in drugi.

Biološkega pomena tega elementa ni mogoče preceniti. Navsezadnje je del takšnih spojin, kot so:

• beljakovine;
• fosfolipidi;
• fosfoproteini;
• encimi.

Se pravi vse tiste, ki so vitalne in iz katerih je zgrajeno celotno telo kot celota. Dnevna potreba navadne odrasle osebe je približno 2 grama.

Fosfor in njegove spojine

Kot zelo aktiven element tvori veliko različnih snovi. Navsezadnje tvori fosfide in sam deluje kot reducent. Zahvaljujoč temu je težko poimenovati element, ki bi bil inerten pri reakciji z njim. Zato so formule fosforjevih spojin izjemno raznolike. Navedemo lahko več razredov snovi, pri nastajanju katerih aktivno sodeluje.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapne vodikove spojine, sulfidi, nitridi in drugi. Na primer: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 in drugi.
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednje, kisle, bazične, dvojne, kompleksne), kisline. Primer: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in drugi.

Večina označenih vrst snovi ima pomemben industrijski in biološki pomen. Uporaba fosforja in njegovih spojin je možna tako v medicinske namene kot za izdelavo povsem običajnih gospodinjskih predmetov.

Povezave s kovinami

Binarne spojine fosforja s kovinami in manj elektronegativnimi nekovinami imenujemo fosfidi. To so soli podobne snovi, ki so izjemno nestabilne, kadar so izpostavljene različnim dejavnikom. Tudi navadna voda povzroči hitro razgradnjo (hidrolizo).

Poleg tega snov pod vplivom nekoncentriranih kislin razpade tudi na ustrezne produkte. Na primer, če govorimo o hidrolizi kalcijevega fosfida, bosta produkta kovinski hidroksid in fosfin:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

In z razgradnjo fosfida pod delovanjem mineralne kisline dobimo ustrezno sol in fosfin:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Na splošno je vrednost obravnavanih spojin ravno v tem, da se kot rezultat tvori vodikova spojina fosforja, katere lastnosti bodo obravnavane v nadaljevanju.

Hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• beli fosfor;
• fosfin

Prvo smo že omenili zgoraj in podali značilnosti. Rekli so, da gre za bel gost dim, zelo strupen, neprijetnega vonja in v normalnih pogojih samovnetljiv.

Toda kaj je fosfin? To je najpogostejša in znana hlapljiva snov, ki vključuje zadevni element. Je binaren, drugi udeleženec pa je vodik. Formula vodikove spojine fosforja je PH 3, ime je fosfin.

Lastnosti te snovi je mogoče opisati na naslednji način.

1. Hlapljiv brezbarven plin.
2. Zelo strupeno.
3. Ima vonj po gnilih ribah.
4. Ne deluje z vodo in se v njej zelo slabo raztopi. Dobro topen v organskih snoveh.
5. V normalnih pogojih je kemično zelo aktiven.
6. Na zraku se samovžge.
7. Nastane pri razgradnji kovinskih fosfidov.

Drugo ime je fosfan. Z njim so povezane zgodbe iz davnih časov. Vse skupaj je nekaj, kar so ljudje včasih videli in zdaj vidijo na pokopališčih in v močvirjih. Lučke v obliki krogle ali sveče, ki se pojavljajo tu in tam in dajejo vtis gibanja, so veljale za slabo znamenje in vraževerni ljudje so se jih zelo bali. Razlog za ta pojav je po sodobnih pogledih nekaterih znanstvenikov mogoče šteti za spontano zgorevanje fosfina, ki nastane naravno med razgradnjo organskih ostankov, tako rastlinskih kot živalskih. Plin pride ven in se vžge, ko pride v stik s kisikom v zraku. Barva in velikost plamena sta lahko različni. Najpogosteje so to zelenkasto svetle luči.

Očitno so vse hlapne fosforjeve spojine strupene snovi, ki jih je mogoče zlahka zaznati po njihovem ostrem, neprijetnem vonju. Ta znak pomaga preprečiti zastrupitev in neprijetne posledice.

Spojine z nekovinami

Če se fosfor obnaša kot reducent, potem bi morali govoriti o binarnih spojinah z nekovinami. Najpogosteje se izkaže, da so bolj elektronegativni. Tako lahko ločimo več vrst tovrstnih snovi:

• spojina fosforja in žvepla - fosforjev sulfid P 2 S 3;
• fosforjev klorid III, V;
• oksidi in anhidridi;
• bromid in jodid ter drugi.

Kemija fosforja in njegovih spojin je raznolika, zato je težko opredeliti najpomembnejše med njimi. Če govorimo posebej o snoveh, ki nastanejo iz fosforja in nekovin, so najpomembnejši oksidi in kloridi različnih sestav. Uporabljajo se v kemičnih sintezah kot sredstva za odstranjevanje vode, kot katalizatorji itd.

Torej, eno najmočnejših sušilnih sredstev je najvišje - P 2 O 5. Vodo privlači tako močno, da ob neposrednem stiku z njo pride do burne reakcije z močnim hrupom. Sama snov je bela snežna masa, njeno agregatno stanje je bližje amorfnemu.

Znano je, da organska kemija po številu spojin daleč presega anorgansko. To je razloženo s pojavom izomerizma in zmožnostjo ogljikovih atomov, da tvorijo verige atomov različnih struktur, ki se zapirajo drug z drugim. Seveda obstaja določen vrstni red, to je klasifikacija, ki ji je podvržena vsa organska kemija. Razredi spojin so različni, vendar nas zanima ena specifična, neposredno povezana z obravnavanim elementom. S fosforjem je. Tej vključujejo:

• koencimi - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat in drugi;
• beljakovine;
• nukleinske kisline, saj je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• fosfolipidi in fosfoproteini;
• encimi in katalizatorji.

Vrsta iona, v katerem fosfor sodeluje pri tvorbi molekule teh spojin, je PO 4 3-, to je kisli ostanek fosforne kisline. Nekatere beljakovine ga vsebujejo v obliki prostega atoma ali preprostega iona.

Za normalno delovanje vsakega živega organizma je ta element in organske spojine, ki jih tvori, izjemno pomemben in nujen. Konec koncev je brez beljakovinskih molekul nemogoče zgraditi en sam strukturni del telesa. In DNK in RNK sta glavna nosilca in prenašalca dednih informacij. Na splošno morajo biti vse povezave prisotne.

Uporaba fosforja v industriji

Uporabo fosforja in njegovih spojin v industriji lahko označimo v več točkah.

1. Uporablja se pri proizvodnji vžigalic, eksplozivnih spojin, zažigalnih bomb, nekaterih vrst goriva in maziv.
2. Kot absorber plina in tudi pri izdelavi žarnic z žarilno nitko.
3. Za zaščito kovin pred korozijo.
4. V kmetijstvu kot gnojilo za tla.
5. Kot mehčalec vode.
6. V kemijskih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

Njegova vloga v živih organizmih je omejena na sodelovanje v procesih tvorbe zobne sklenine in kosti. Sodelovanje v anaboličnih in katabolnih reakcijah ter ohranjanje pufra notranjega okolja celice in bioloških tekočin. Je osnova za sintezo DNA, RNA in fosfolipidov.

Fosfor (iz grškega phosphoros - luminiferous; lat. Phosphorus) je element periodnega sistema kemičnih elementov periodnega sistema, eden najpogostejših elementov zemeljske skorje, njegova vsebnost je 0,08-0,09% njegove mase. Koncentracija v morski vodi je 0,07 mg/l. V prostem stanju ga zaradi visoke kemične aktivnosti ne najdemo. Tvori okoli 190 mineralov, med katerimi so najpomembnejši apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), fosforit Ca 3 (PO 4) 2 in drugi. Fosfor se nahaja v vseh delih zelenih rastlin, še več v plodovih in semenih (glej fosfolipidi). V živalskih tkivih je del beljakovin in drugih bistvenih organskih spojin (ATP, DNA) in je element življenja.

Zgodba

Fosfor je leta 1669 odkril hamburški alkimist Hennig Brand. Tako kot drugi alkimisti je Brand poskušal najti filozofski kamen, vendar je prejel svetlečo snov. Brand se je osredotočil na poskuse s človeškim urinom, ker je verjel, da ker je zlate barve, lahko vsebuje zlato ali kaj koristnega za rudarjenje. Sprva je bila njegova metoda ta, da je urin najprej pustil stati nekaj dni, dokler neprijeten vonj izgine, nato pa ga je kuhal, dokler ni postal lepljiv. S segrevanjem te paste na visoke temperature in povzročanjem mehurčkov je upal, da bodo, ko se kondenzirajo, vsebovali zlato. Po večurnem intenzivnem vrenju so bila pridobljena zrna bele vosku podobne snovi, ki je zelo močno gorela in se tudi svetlikala v temi. Blagovna znamka je to snov poimenovala phosphorus mirabilis (latinsko za "čudežnega nosilca svetlobe"). Brandovo odkritje fosforja je bilo prvo odkritje novega elementa po antiki.
Nekoliko kasneje je fosfor pridobil še en nemški kemik Johann Kunkel.
Ne glede na Brand in Kunkel je fosfor pridobil R. Boyle, ki ga je opisal v članku »Metoda priprave fosforja iz človeškega urina« z dne 14. oktobra 1680 in objavljen leta 1693.
Izboljšano metodo za proizvodnjo fosforja je leta 1743 objavil Andreas Marggraf.
Obstajajo dokazi, da so arabski alkimisti v 12. stoletju lahko pridobili fosfor.
Lavoisier je dokazal, da je fosfor enostavna snov.

izvor imena

Leta 1669 je Henning Brand s segrevanjem mešanice belega peska in izhlapelega urina dobil snov, ki se je svetila v temi, najprej imenovano "hladen ogenj". Sekundarno ime "fosfor" izhaja iz grških besed "φῶς" - svetloba in "φέρω" - prenašati. V starogrški mitologiji je ime Fosfor (ali Eosfor, starogrško Φωσφόρος) nosil varuh Jutranje zvezde.

potrdilo o prejemu

Fosfor se pridobiva iz apatitov ali fosforitov kot posledica interakcije s koksom in silicijevim dioksidom pri temperaturi 1600 ° C:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P4 + 10CO + 6CaSiO 3.

Nastali hlapi belega fosforja se kondenzirajo v sprejemniku pod vodo. Namesto fosforitov je mogoče reducirati druge spojine, na primer metafosforno kislino:
4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

Fizične lastnosti

Elementarni fosfor v normalnih pogojih predstavlja več stabilnih alotropskih modifikacij; Vprašanje alotropije fosforja je zapleteno in ni v celoti rešeno. Običajno obstajajo štiri modifikacije preproste snovi - beli, rdeči, črni in kovinski fosfor. Včasih jih imenujemo tudi glavne alotropske modifikacije, kar pomeni, da so vse druge različice teh štirih. V normalnih pogojih obstajajo le tri alotropske modifikacije fosforja, v pogojih ultravisokega tlaka pa tudi kovinska oblika. Vse modifikacije se razlikujejo po barvi, gostoti in drugih fizičnih lastnostih; Opazna je težnja k močnemu zmanjšanju kemijske aktivnosti med prehodom iz belega v kovinski fosfor in povečanju kovinskih lastnosti.

Kemijske lastnosti

Kemična aktivnost fosforja je veliko višja od dušika. Kemične lastnosti fosforja so v veliki meri določene z njegovo alotropsko modifikacijo. Beli fosfor je zelo aktiven; v procesu prehoda v rdeči in črni fosfor se kemična aktivnost močno zmanjša. Beli fosfor se sveti v temi na zraku; sijaj je posledica oksidacije fosforjevih hlapov v nižje okside.
V tekočem in raztopljenem stanju ter v hlapih do 800 ° C je fosfor sestavljen iz molekul P 4. Pri segrevanju nad 800 °C molekule disociirajo: P 4 = 2P 2. Pri temperaturah nad 2000 °C molekule razpadejo na atome.