Njegova sestava je brez fosforja in... Fosfor in njegove spojine - Hipermarket znanja. Biokemija fosforja in njegov pomen v prehrani ljudi

• Oznaka - P (fosfor);
• Obdobje - III;
• Skupina - 15 (Va);
• Atomska masa - 30,973761;
• Atomsko število - 15;
• Atomski polmer = 128 pm;
• Kovalentni polmer = 106 pm;
• Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• temperatura tališča = 44,14°C;
• vrelišče = 280°C;
• Elektronegativnost (po Paulingu/po Alpredu in Rochowu) = 2,19/2,06;
• Stopnja oksidacije: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Gostota (št.) = 1,82 g/cm 3 (beli fosfor);
• Molski volumen = 17,0 cm3 /mol.

Fosforjeve spojine:

Fosfor (prinašalec svetlobe) je prvi pridobil arabski alkimist Ahad Behil v 12. stoletju. Od evropskih znanstvenikov je bil prvi, ki je fosfor odkril Nemec Hennig Brant leta 1669, ko je izvajal poskuse s človeškim urinom, da bi iz njega pridobil zlato (znanstvenik je verjel, da je zlato barvo urina posledica prisotnosti zlatih delcev ). Nekoliko kasneje sta fosfor pridobila I. Kunkel in R. Boyle - slednji ga je opisal v svojem članku »Metoda priprave fosforja iz človeškega urina« (14. oktober 1680; delo je bilo objavljeno leta 1693). Lavoisier je kasneje dokazal, da je fosfor enostavna snov.

Vsebnost fosforja v zemeljski skorji je 0,08% teže - to je eden najpogostejših kemičnih elementov na našem planetu. Zaradi visoke aktivnosti se fosfor v prostem stanju ne pojavlja v naravi, ampak je del skoraj 200 mineralov, med katerimi sta najpogostejša apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) in fosforit Ca 3 (PO 4). 2.

Fosfor igra pomembno vlogo v življenju živali, rastlin in ljudi - je del bioloških spojin, kot so fosfolipidi, prisoten pa je tudi v beljakovinah in drugih pomembnih organskih spojinah, kot sta DNK in ATP.

riž. Zgradba atoma fosforja.

Atom fosforja vsebuje 15 elektronov in ima elektronsko konfiguracijo zunanjega valenčnega nivoja podobno kot dušik (3s 2 3p 3), vendar ima fosfor manj izrazite nekovinske lastnosti v primerjavi z dušikom, kar je razloženo s prisotnostjo proste d-orbitale, večji atomski radij in manjša ionizacijska energija.

Pri reakciji z drugimi kemičnimi elementi lahko atom fosforja kaže oksidacijsko stanje od +5 do -3 (najbolj tipično oksidacijsko stanje je +5, ostalo je precej redko).

• +5 - fosforjev oksid P 2 O 5 (V); fosforna kislina (H3PO4); fosfati, halogenidi, sulfidi fosforja V (soli fosforne kisline);
• +3 - P 2 O 3 (III); fosforjeva kislina (H3PO3); fosfiti, halogenidi, sulfidi fosforja III (soli fosforjeve kisline);
• 0 - P;
• -3 - fosfin PH 3; kovinski fosfidi.

V osnovnem (nevzbujenem) stanju atoma fosforja na zunanjem energijskem nivoju sta dva seznanjena elektrona v s-podravni + 3 neparni elektroni v p-orbitalah (d-orbitala je prosta). V vzbujenem stanju se en elektron premakne iz s-podravni v d-orbitalo, kar razširi valenčne zmožnosti atoma fosforja.

riž. Prehod atoma fosforja v vzbujeno stanje.

P2

Dva atoma fosforja se združita v molekulo P2 pri temperaturi približno 1000 °C.

Pri nižjih temperaturah fosfor obstaja v tetraatomskih molekulah P4 kot tudi v stabilnejših polimernih molekulah P∞.

Alotropne modifikacije fosforja:

• Beli fosfor- izjemno strupena (smrtonosni odmerek belega fosforja za odraslega je 0,05-0,15 g) voskasta snov z vonjem po česnu, brezbarvna, svetleča v temi (postopek počasne oksidacije v P 4 O 6); visoka reaktivnost belega fosforja je razložena s šibkimi P-P vezmi (beli fosfor ima molekularno kristalno mrežo s formulo P 4, v vozliščih katere se nahajajo fosforjevi atomi), ki se zlahka zlomijo, zaradi česar beli fosfor, pri segrevanju ali dolgotrajnem skladiščenju se spremeni v bolj stabilne polimerne modifikacije: rdeči in črni fosfor. Zaradi teh razlogov je beli fosfor shranjen brez dostopa do zraka pod plastjo prečiščene vode ali v posebnih inertnih okoljih.
• Rumeni fosfor- vnetljiva, zelo strupena snov, se ne topi v vodi, zlahka oksidira na zraku in se spontano vžge, medtem ko gori s svetlo zelenim, bleščečim plamenom s sproščanjem gostega belega dima.
• Rdeči fosfor- polimerna, v vodi netopna snov s kompleksno strukturo, ki ima najmanjšo reaktivnost. Rdeči fosfor se pogosto uporablja v industrijski proizvodnji, ker ni tako strupen. Ker na prostem rdeči fosfor, ki absorbira vlago, postopoma oksidira v higroskopski oksid ("vlažen") in tvori viskozno fosforno kislino, je rdeči fosfor shranjen v hermetično zaprti posodi. V primeru namakanja rdeči fosfor očistimo ostankov fosforne kisline z izpiranjem z vodo, nato posušimo in uporabimo za predvideni namen.
• Črni fosfor- mastna na dotik grafitu podobna snov sivo-črne barve, s polprevodniškimi lastnostmi - najbolj stabilna modifikacija fosforja s povprečno reaktivnostjo.
• Kovinski fosfor pridobljen iz črnega fosforja pod visokim pritiskom. Kovinski fosfor zelo dobro prevaja elektriko.

Kemijske lastnosti fosforja

Med vsemi alotropnimi modifikacijami fosforja je najbolj aktiven beli fosfor (P 4). Pogosto v enačbi kemijskih reakcij napišemo preprosto P, ne P4. Ker ima fosfor, tako kot dušik, veliko različic oksidacijskih stanj, je v nekaterih reakcijah oksidant, v drugih pa redukcijsko sredstvo, odvisno od snovi, s katerimi sodeluje.

Oksidativno Fosfor kaže svoje lastnosti v reakcijah s kovinami, ki nastanejo pri segrevanju in tvorijo fosfide:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2.

Fosfor je redukcijsko sredstvo v reakcijah:

• z več elektronegativnimi nekovinami (kisik, žveplo, halogeni):
  • Fosforjeve (III) spojine nastanejo ob pomanjkanju oksidanta
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • fosforjeve spojine (V) - s presežkom: kisik (zrak)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• s halogeni in žveplom fosfor tvori halogenide in sulfide 3- ali 5-valentnega fosforja, odvisno od razmerja reagentov, ki se vzamejo v pomanjkanju ali presežku:
  • 2P+3Cl 2 (teden) = 2PCl 3 - fosforjev (III) klorid
  • 2P+3S(teden) = P 2 S 3 - fosforjev (III) sulfid
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - fosforjev klorid (V)
  • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - fosforjev sulfid (V)
• s koncentrirano žveplovo kislino:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• s koncentrirano dušikovo kislino:
  P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
• z razredčeno dušikovo kislino:
  3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Fosfor v reakcijah deluje kot oksidant in reducent nesorazmernost z vodnimi raztopinami alkalij pri segrevanju tvorijo (razen fosfina) hipofosfite (soli hipofosforne kisline), v katerih ima neznačilno oksidacijsko stanje +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

ZAPOMNITE SI MORATE: fosfor ne reagira z drugimi kislinami, razen z zgoraj navedenimi reakcijami.

Proizvodnja in uporaba fosforja

Fosfor pridobivamo industrijsko tako, da ga s koksom reduciramo iz fosforitov (fluorapatatov), ​​kamor sodi kalcijev fosfat, tako da jih žgamo v električnih pečeh pri temperaturi 1600°C z dodatkom kremenčevega peska:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

V prvi fazi reakcije silicijev (IV) oksid pod vplivom visoke temperature izpodrine fosforjev (V) oksid iz fosfata:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Fosforjev (V) oksid se nato reducira s premogom v prosti fosfor:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Uporaba fosforja:

• pesticidi;
• vžigalice;
• detergenti;
• barve;
• polprevodniki.

Kemični element dušik tvori samo eno preprosto snov. Ta snov je plinasta in jo tvorijo dvoatomne molekule, tj. ima formulo N 2. Kljub temu, da ima kemični element dušik visoko elektronegativnost, je molekularni dušik N2 izjemno inertna snov. To dejstvo je posledica dejstva, da molekula dušika vsebuje izjemno močno trojno vez (N≡N). Zaradi tega skoraj vse reakcije z dušikom potekajo le pri povišanih temperaturah.

Interakcija dušika s kovinami

Edina snov, ki v normalnih pogojih reagira z dušikom, je litij:

Zanimiv podatek je, da s preostalimi aktivnimi kovinami, tj. alkalni in zemeljskoalkalijski dušik reagira le pri segrevanju:

Možna je tudi interakcija dušika s kovinami srednje in nizke aktivnosti (razen Pt in Au), vendar zahteva neprimerljivo višje temperature.

Interakcija dušika z nekovinami

Dušik reagira z vodikom pri segrevanju v prisotnosti katalizatorjev. Reakcija je reverzibilna, zato se za povečanje izkoristka amoniaka v industriji postopek izvaja pri visokem tlaku:

Kot redukcijsko sredstvo dušik reagira s fluorom in kisikom. Reakcija s fluorom poteka pod vplivom električnega praznjenja:

Reakcija s kisikom poteka pod vplivom električnega praznjenja ali pri temperaturi nad 2000 o C in je reverzibilna:

Od nekovin dušik ne reagira s halogeni in žveplom.

Interakcija dušika s kompleksnimi snovmi

Kemijske lastnosti fosforja

Obstaja več alotropskih modifikacij fosforja, zlasti beli fosfor, rdeči fosfor in črni fosfor.

Beli fosfor tvorijo tetraatomske molekule P4 in ni stabilna modifikacija fosforja. Strupeno. Pri sobni temperaturi je mehka in se kot vosek zlahka reže z nožem. Na zraku počasi oksidira, zaradi posebnosti mehanizma takšne oksidacije pa se sveti v temi (pojav kemiluminiscence). Tudi pri nizkem segrevanju je možen spontani vžig belega fosforja.

Med vsemi alotropnimi modifikacijami je beli fosfor najbolj aktiven.

Rdeči fosfor je sestavljen iz dolgih molekul spremenljive sestave Pn. Nekateri viri navajajo, da ima atomsko strukturo, vendar je pravilneje obravnavati njegovo strukturo molekularno. Zaradi svojih strukturnih značilnosti je manj aktivna snov v primerjavi z belim fosforjem, zlasti za razliko od belega fosforja na zraku oksidira veliko počasneje in je za vžig potreben vžig.

Črni fosfor je sestavljen iz neprekinjenih verig P n in ima plastovito strukturo, podobno strukturi grafita, zato mu je tudi podoben. Ta alotropna modifikacija ima atomsko strukturo. Najbolj stabilna od vseh alotropnih modifikacij fosforja, najbolj kemično pasivna. Zaradi tega je treba kemijske lastnosti fosforja, obravnavane v nadaljevanju, pripisati predvsem belemu in rdečemu fosforju.

Interakcija fosforja z nekovinami

Reaktivnost fosforja je večja od dušika. Tako lahko fosfor po vžigu v normalnih pogojih gori in tvori kisli oksid P 2 O 5:

in s pomanjkanjem kisika fosforjev (III) oksid:

Intenzivna je tudi reakcija s halogeni. Tako pri kloriranju in bromiranju fosforja, odvisno od deležev reagentov, nastanejo fosforjevi trihalidi ali pentahalidi:

Zaradi bistveno šibkejših oksidacijskih lastnosti joda v primerjavi z drugimi halogeni je oksidacija fosforja z jodom mogoča le do oksidacijskega stanja +3:

Za razliko od dušika fosfor ne reagira z vodikom.

Interakcija fosforja s kovinami

Fosfor pri segrevanju reagira z aktivnimi kovinami in kovinami vmesne aktivnosti, da tvori fosfide:

Interakcija fosforja s kompleksnimi snovmi

Fosfor se oksidira z oksidacijskimi kislinami, zlasti koncentrirano dušikovo in žveplovo kislino:

Vedeti morate, da beli fosfor reagira z vodnimi raztopinami alkalij. Vendar pa zaradi specifičnosti sposobnost pisanja enačb za takšne interakcije na Enotnem državnem izpitu iz kemije še ni bila zahtevana.

Katera živila vsebujejo fosfor? Kako je zgodba o njegovem odkritju povezana z mitološkim kamnom modrosti? Koliko mg je dnevna potreba? Katere funkcije opravlja v telesu? Simptomi pomanjkanja in presežka.

Fosforja ne najdemo v svoji čisti obliki, ker je zanj značilna visoka kemična aktivnost, zaradi katere hitro sodeluje z drugimi elementi. Leta 1669 ga je izoliral alkimist Hennig Brand, ki je sanjal o odkritju mitskega filozofskega kamna, ki lahko kovine čudežno spremeni v zlato. Brand je v svojih poskusih uporabil metodo usedanja in izhlapevanja urina, zaradi česar so se v usedlini pojavili rumenkasti kristali, ki se svetijo v temi - fosfor. In šele ob koncu 19. stoletja so znanstveniki odkrili, da fosfor ni izjemen le kot neverjeten svetleč kristal, ampak je tudi kemični element, koristen za ljudi.

Katere funkcije opravlja fosfor v človeškem telesu?

1. Skupaj s kalcijem tvori glavni mineralni kompleks kostnega tkiva - oksiapatit.
2. Je del fosfolipidov, ki jih najdemo v lipoproteinskih celičnih membranah in subceličnih organelih.
3. Je del nukleinskih kislin in nukleotidov (DNA in RNA).
4. Zagotavlja številne encimske procese, sodeluje pri večini koencimov.
5. Pomaga telesu pridobiti energijo zahvaljujoč visokoenergijskim spojinam - ATP in kreatin fosfatu (akumulirajo energijo, ki se sprosti med oksidativno fosforilacijo in glikolizo).
6. Ohranja kislinsko-bazično ravnovesje.

Dnevna potreba po fosforju

Za odrasle je 1600 mg. Povečane potrebe imajo ženske med nosečnostjo in dojenjem (1800-2000 mg), pa tudi športniki med intenzivno telesno aktivnostjo. Vedeti morate, da mora biti razmerje med fosforjem in kalcijem, ki vstopata v telo, 1:2 (tj. Ca je 2-krat več kot P).

Pomanjkanje fosforja v človeškem telesu

Vzrok za razvoj pomanjkanja fosforja je lahko dolgotrajna uporaba antacidov (zmanjšanje kislosti). Zaradi tega pomanjkanja se pri človeku pojavijo bolečine v kosteh in mišicah, šibkost, parodontalna bolezen in karies. Drugi razlogi so lahko:

• dieta z nizko vsebnostjo beljakovin;
• povečan vnos železa, magnezija, barija, aluminija, kalcija v telo;
• alkoholizem;
• endokrine bolezni;
• kronična ledvična bolezen;
• pitje limonade v velikih količinah.

Presežek

Preobilje je značilno, če v prehrani prevladujejo ribe, meso in žitni izdelki. Vse to vodi do zmanjšanja kostne gostote (osteoporoze), zato pride do zlomov že ob rahlem fizičnem udarcu. Če je v telesu veliko fosforja, se kalcij začne slabše absorbirati v črevesju, vitamin D pa se počasneje pretvori v aktivno obliko. Posledično pride do intenzivnega izpiranja kalcija iz telesa (kostnega in zobnega tkiva).

FOSFOR, P (lat. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), je kemični element V. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 15, atomska masa 30,97376. Naravni fosfor je predstavljen z enim stabilnim izotopom 31 R. Znanih je 6 umetnih radioaktivnih izotopov fosforja z masnimi števili 28-30 in 32-34.

Metodo pridobivanja fosforja so morda poznali arabski alkimisti že v 12. stoletju, vendar je splošno sprejet datum odkritja fosforja leto 1669, ko je H. Brand () dobil snov, ki se je svetila v temi, imenovano "hladno ogenj«. Obstoj fosforja kot kemijskega elementa je bil dokazan v zgodnjih 70. letih. 18. stoletje Francoski kemik A. Lavoisier.

Spremembe in lastnosti

Elementarni fosfor obstaja v obliki več alotropskih modifikacij - bele, rdeče, črne. Beli fosfor je voskasta, prozorna snov z značilnim vonjem, ki nastane s kondenzacijo fosforjevih hlapov. V prisotnosti nečistoč - sledi rdečega fosforja, arzena, železa itd. - Je obarvan rumeno, zato se komercialni beli fosfor imenuje rumen. Obstajata 2 modifikaciji belega fosforja: a-P ima gosto zapakirano kubično mrežo a = 0,185 nm; gostota 1828 kg/m3; tališče 44,2 °C, vrelišče 277 °C; toplotna prevodnost 0,56 W/(m.K); molska toplotna kapaciteta 23,82 J/(mol.K); temperaturni koeficient linearne razteznosti 125,10 -6 K -1 ; Po električnih lastnostih je beli fosfor blizu dielektrikom. Pri temperaturi 77,8 °C in tlaku 0,1 MPa a-P preide v b-P (rombična mreža, gostota 1880 kg/m 3). Večurno segrevanje belega fosforja brez dostopa zraka pri 250-300 °C povzroči nastanek rdeče modifikacije. Običajni komercialni rdeči fosfor je praktično amorfen, vendar lahko pri daljšem segrevanju preide v eno od kristalnih oblik (triklinično, kubično) z gostoto od 2000 do 2400 kg/m 3 in tališčem 585-610 °C. Pri sublimaciji (temperatura sublimacije 431°C) rdeči fosfor preide v plin, pri ohlajanju katerega nastane predvsem beli fosfor. Ko se beli fosfor segreje na 200-220 °C pod tlakom 1,2-1,7 GPa, nastane črni fosfor. To vrsto pretvorbe je mogoče izvesti pri normalnem tlaku (pri 370 °C) z uporabo kot katalizatorja in majhne količine črnega fosforja za kalitev. Črni fosfor je kristalinična snov z rombično mrežo (a=0,331, b=0,438 in c=1,05 nm), gostota 2690 kg/m 3, tališče 1000 °C; po videzu podoben grafitu; polprevodniški, diamagnetni. Pri segrevanju na temperaturo 560-580°C in nasičen parni tlak se spremeni v rdeči fosfor.

Kemični fosfor

Atomi fosforja se povezujejo v dvoatomne (P 2) in štiriatomske (P 4) polimerne molekule. Najbolj stabilne molekule v normalnih pogojih so tiste, ki vsebujejo dolge verige med seboj povezanih tetraedrov P4. V spojinah ima fosfor oksidacijsko stopnjo +5, +3, -3. Tako kot dušik v kemičnih spojinah tvori predvsem kovalentno vez. Fosfor je kemično aktiven element. Največja aktivnost je značilna za njegovo belo modifikacijo, ki se spontano vname pri temperaturi okoli 40°C, zato jo hranimo pod plastjo vode. Rdeči fosfor se ob udarcu ali drgnjenju vname. Črni fosfor je neaktiven in se pri vžigu težko vname. Oksidacijo fosforja običajno spremlja kemiluminiscenca. Pri izgorevanju fosforja v presežku kisika nastane P 2 O 5, pri pomanjkanju pa predvsem P 2 O 3. Fosfor tvori kisline: orto- (H 3 PO 4), polifosforno (H n + 2 PO 3n + 1), fosforno (H 3 PO 3), fosforno (H 4 P 2 O 6), fosforno (H 3 PO 2) , kot tudi perkisline: perfosforna (H 4 P 2 O 8) in monoperfosforna (H 3 PO 5).

Fosfor reagira neposredno z vsemi halogeni, pri čemer se sproščajo velike količine toplote. Znani so fosforjevi sulfidi in nitridi. Pri temperaturi 2000 °C fosfor reagira z ogljikom in tvori karbid (PC 3); pri segrevanju fosforja s kovinami - fosfidi. Beli fosfor in njegove spojine so zelo strupeni, MPC 0,03 mg/m3.

Fosfor v naravi

Povprečna vsebnost fosforja v zemeljski skorji (clarke) je 9,3,10 -2%, v ultrabazičnih kamninah pa 1,7. 10 -2%, bazično - 1.4.10 -2%, kislo - 7.10 -2%, sedimentno - 7.7.10 -2%. Fosfor je vključen v magmatske procese in se močno seli v biosferi. Oba procesa sta povezana z njegovimi velikimi akumulacijami, ki tvorijo industrijska nahajališča apatitov - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) in fosforitov - amorfnega Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) z različnimi nečistočami. Fosfor je izjemno pomemben biogeni element, ki ga kopičijo številni organizmi. Procesi koncentracije fosforja v zemeljski skorji so povezani z biogeno migracijo. Poznamo več kot 180 mineralov, ki vsebujejo fosfor.

Prejem in uporaba

V industrijskem obsegu se fosfor ekstrahira iz naravnih fosfatov z elektrotermično redukcijo s koksom pri temperaturah 1400-1600 °C v prisotnosti kremena (kremenčevega peska); Po čiščenju od prahu se fosfor v plinastem stanju pošlje v kondenzacijske enote, kjer se pod plastjo vode zbira tekoči tehnični beli fosfor. Večji del proizvedenega fosforja se predela v fosforno kislino in na njeni osnovi pridobljena fosforjeva gnojila in tehnične soli. Široko se uporabljajo soli fosforne kisline - fosfati, v nekoliko manjši meri pa fosfiti in hipofosfiti. Beli fosfor se uporablja pri izdelavi zažigalnih in dimnih izstrelkov; rdeča - v proizvodnji vžigalic.

fosfor- element 3. obdobja in VA skupine periodnega sistema, zaporedna številka 15. Elektronska formula atoma [ 10 Ne]3s 2 3p 3, stabilno oksidacijsko stanje v spojinah +V.

Lestvica stopnje oksidacije fosforja:

Elektronegativnost fosforja (2,32) je znatno nižja kot pri tipičnih nekovinah in nekoliko večja kot pri vodiku. Tvori različne kisline, ki vsebujejo kisik, soli in binarne spojine, kaže nekovinske (kisle) lastnosti. Večina fosfatov je netopnih v vodi.

V naravi - trinajsti element po kemijski številčnosti (šesti med nekovinami), najdemo ga le v kemijsko vezani obliki. Pomemben element.

Pomanjkanje fosforja v tleh se nadomesti z vnosom fosforjevih gnojil - predvsem superfosfatov.

Alotropne modifikacije fosforja

Rdeči in beli fosfor P. Poznamo več alotropnih oblik fosforja v prosti obliki, med katerimi so glavne beli fosfor R 4 in rdeči fosfor Pn. V reakcijskih enačbah so alotropne oblike predstavljene kot P (rdeča) in P (bela).

Rdeči fosfor je sestavljen iz polimernih molekul Pn različnih dolžin. Amorfen, pri sobni temperaturi počasi prehaja v beli fosfor. Pri segrevanju na 416 °C sublimira (ko se para ohladi kondenzira beli fosfor). Netopen v organskih topilih. Kemična aktivnost je nižja kot pri belem fosforju. Na zraku se vname le pri segrevanju.

Uporablja se kot reagent (varnejši od belega fosforja) v anorganski sintezi, polnilo za žarnice z žarilno nitko in sestavina maziva za škatle pri izdelavi vžigalic. Ni strupeno.

Beli fosfor je sestavljen iz molekul P4. Mehko kot vosek (rez z nožem). Topi se in vre brez razpada (talina 44,14 °C, vrelišče 287,3 °C, p 1,82 g/cm3). Oksidira na zraku (zeleno sveti v temi); možen je samovžig. Pod posebnimi pogoji se pretvori v rdeči fosfor. Dobro topen v benzenu, etrih, ogljikovem disulfidu. Ne reagira z vodo, shranjen pod plastjo vode. Izjemno kemično aktiven. Izkazuje redoks lastnosti. Obnavlja plemenite kovine iz raztopin njihovih soli.

Uporablja se pri proizvodnji H 3 P0 4 in rdečega fosforja, kot reagent v organskih sintezah, dezoksidant za zlitine in kot vžigalno sredstvo. Goreči fosfor je treba pogasiti s peskom (vendar ne z vodo!). Izredno strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij fosforja:

Proizvodnja fosforja v industriji

- redukcija fosforita z vročim koksom (dodan je pesek za vezavo kalcija):

Ca 3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)

Fosforjeve pare ohladimo in dobimo trden bel fosfor.

Rdeči fosfor je pripravljen iz belega fosforja (glej zgoraj); stopnja polimerizacije n (P n) je lahko različna, odvisno od pogojev.

Fosforjeve spojine

Fosfin PH 3. Binarna spojina, oksidacijsko stanje fosforja je III. Brezbarven plin z neprijetnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: P(H) 3 ] (sp 3 hibridizacija). Rahlo topen v vodi, z njo ne reagira (za razliko od NH 3). Močno redukcijsko sredstvo, gori na zraku, oksidira v HNO 3 (konc.). Prilaga HI. Uporablja se za sintezo organofosfornih spojin. Močno strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij fosfina:

Pridobivanje fosfina v laboratorijih:

Casp2 + 6HCl (razt.) = 3CaCl + 2 RNZ

Fosforjev (V) oksid P 2 O 5. Kislinski oksid. Bela, termično stabilna. V trdnem in plinastem stanju ima dimer P 4 O 10 strukturo štirih tetraedrov, povezanih vzdolž treh oglišč (P - O-P). Pri zelo visokih temperaturah monomerizira v P 2 O 5 . Obstaja tudi steklast polimer (P 2 0 5) n. Je izjemno higroskopen, močno reagira z vodo in alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Odstranjuje vodo iz kislin, ki vsebujejo kisik.

Uporablja se kot zelo učinkovito dehidracijsko sredstvo za sušenje trdnih snovi, tekočin in plinskih mešanic, reagent pri proizvodnji fosfatnih stekel in katalizator za polimerizacijo alkenov. Strupeno.

Enačbe za najpomembnejše reakcije fosforjevega oksida +5:

Prejem: izgorevanje fosforja v presežku suhega zraka.

Ortofosforna kislina H 3 P0 4. Oksokislina. Bela snov, higroskopna, končni produkt interakcije P 2 O 5 z vodo. Molekula ima strukturo popačenega tetraedra [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), vsebuje kovalentne σ-vezi P - OH in σ, π-vez P=O. Topi se brez razgradnje in razpade pri nadaljnjem segrevanju. Je dobro topen v vodi (548 g/100 g H 2 O). Šibka kislina v raztopini, jo nevtralizirajo alkalije in ne popolnoma amonijev hidrat. Reagira s tipičnimi kovinami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija je izločanje rumene oborine srebrovega (I) ortofosfata. Uporablja se pri proizvodnji mineralnih gnojil, za bistrenje saharoze, kot katalizator v organski sintezi in kot sestavina protikorozijskih premazov na litem železu in jeklu.

Enačbe najpomembnejših reakcij ortofosforne kisline:

Proizvodnja fosforne kisline v industriji:

vrela fosfatna kamnina v žveplovi kislini:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (konc.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4

Natrijev ortofosfat Na3PO4. Oksosol. Bela, higroskopska. Topi se brez razgradnje, termično stabilen. Je zelo topen v vodi, hidrolizira pri anionu in ustvarja visoko alkalno okolje v raztopini. V raztopini reagira s cinkom in aluminijem.

Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na PO 4 3- ion

— tvorba rumene oborine srebrovega(I) ortofosfata.

Uporablja se za odpravo »trajne« trdote sladke vode, kot sestavina detergentov in razvijalcev fotografij ter reagent pri sintezi kavčuka. Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem: popolna nevtralizacija H 3 P0 4 z natrijevim hidroksidom ali po reakciji:

Natrijev hidrogenfosfat Na 2 HPO 4. Okso kislinska sol. Bela, pri zmernem segrevanju razpade, ne da bi se stopila. Je zelo topen v vodi in hidrolizira pri anionu. Reagira s H 3 P0 4 (konc.), nevtralizirajo alkalije. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na HPO 4 2- ion— tvorba rumene oborine srebrovega (I) ortofosfata.

Uporablja se kot emulgator za kondenzacijo kravjega mleka, sestavina pasterizatorjev hrane in fotobelil.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

potrdilo o prejemu: nepopolna nevtralizacija H 3 P0 4 z natrijevim hidroksidom v razredčeni raztopini:

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

Natrijev dihidrogen ortofosfat NaH 2 PO 4. Okso kislinska sol. Bela, higroskopska. Pri zmernem segrevanju razpade, ne da bi se stopil. Je zelo topen v vodi, anion H 2 P0 4 je podvržen reverzibilni disociaciji. Nevtraliziran z alkalijami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativna reakcija na ion H 2 P0 4 - nastanek rumene oborine srebrovega ortofosfata (1).

Uporablja se v proizvodnji stekla, za zaščito jekla in litega železa pred korozijo ter kot mehčalec vode.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem: nepopolna nevtralizacija H 3 PO 4 z natrijevim hidroksidom:

H3PO4 (konc.) + NaOH (razredčen) = NaH2PO4+ H2O

Kalcijev ortofosfat Ca 3(PO 4)2— Oksosol. Bela, ognjevzdržna, termično stabilna. Netopen v vodi. Razgradi se s koncentriranimi kislinami. Obnovljen s koksom med fuzijo. Glavna sestavina fosforitnih rud (apatit itd.).

Uporablja se za pridobivanje fosforja pri proizvodnji fosforjevih gnojil (superfosfatov), ​​keramike in oborjenega prahu, ki se uporablja kot sestavina zobnih past in polimerni stabilizator.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Fosforna gnojila

Mešanica Ca(H 2 P0 4) 2 in CaS0 4 se imenuje preprost superfosfat, Ca(H 2 P0 4) 2 s primesjo CaNR0 4 - dvojni superfosfat, jih rastline med hranjenjem zlahka absorbirajo.

Najbolj dragocena gnojila so amofos(vsebujejo dušik in fosfor), so zmes amonijevih kislinskih soli NH 4 H 2 PO 4 in (NH 4) 2 HPO 4.

Fosforjev (V) klorid PCI5. Binarna povezava. Bela, hlapna, termično nestabilna. Molekula ima zgradbo trigonalne bipiramide (sp 3 d-hibridizacija). V trdnem stanju je dimer P 2 Cl 10 z ionsko strukturo PCl 4 + [PCl 6 ] - . "Kaditi" v vlažnem zraku. Zelo reaktiven, popolnoma hidroliziran z vodo, reagira z alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Uporablja se kot sredstvo za klor v organski sintezi. Strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem: kloriranje fosforja.