Fysikaliska egenskaper hos fosforföreningar. Vit fosfor: egenskaper, upptäcktshistoria och tillämpning. Att vara i naturen

>> Kemi: Fosfor och dess föreningar

Atomers struktur och egenskaper . Nästa representant efter kväve i huvudundergruppen av grupp V i det periodiska systemet är det icke-metalliska elementet fosfor R. Atomerna, jämfört med kväveatomer, har en större radie, ett lägre elektronegativitetsvärde och därför mer uttalade reducerande egenskaper. Föreningar med fosforatomens oxidationstillstånd -3 är mindre vanliga än kväve (endast i fosfider - föreningar av fosfor med metaller, till exempel Ca3P2, Na3P). Oftare uppvisar fosfor ett oxidationstillstånd på +5 i föreningar. Men dess förening med väte - fosfin PH3 - är ett sällsynt fall när den kovalenta bindningen mellan atomer av olika element är opolär på grund av det faktum att elektronegativiteten hos fosfor och väte har nästan samma värden.

Fosfor är ett enkelt ämne. Det kemiska elementet fosfor bildar flera allotropa modifieringar. Av dessa känner du redan till två enkla ämnen: vit fosfor och röd fosfor.

Vit fosfor har ett molekylärt kristallgitter som består av P4-molekyler. Olösligt i vatten, lösligt i koldisulfid. Det oxiderar lätt i luft och antänds till och med i pulverform.

Vit fosfor är mycket giftig. Dess speciella egenskap är förmågan att lysa i mörker på grund av dess oxidation. Den förvaras under vatten.

Röd fosfor är ett mörkt crimson pulver. Det löser sig inte i vare sig vatten eller koldisulfid. I luften oxiderar den långsamt och antänds inte spontant. Ej giftig och lyser inte i mörker.

När röd fosfor värms upp i ett provrör stängt med en bomullstuss övergår det till vit fosfor (koncentrerade ångor), och om pinnen dras ut blinkar vit fosfor i luften (bild 35). Detta experiment visar brännbarheten hos vit fosfor.

De kemiska egenskaperna hos röd och vit fosfor är likartade, men vit fosfor är mer kemiskt aktiv. Så båda, som det anstår icke-metaller, interagerar med metaller och bildar fosfider:

Vit fosfor antänds spontant i luft, medan röd fosfor brinner vid antändning. I båda fallen bildas fosforoxid, som frigörs i form av tjock vit rök:

4P + 502 = 2P205

Ris. 35. Ett experiment som illustrerar övergången av röd fosfor till vit

Fosfor reagerar inte direkt med väte. Fosfin PH3 kan erhållas indirekt, till exempel från fosfider:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Fosfin- en mycket giftig gas med en obehaglig lukt. Lättantändlig i luft. Denna egenskap hos fosfin förklarar utseendet av träskvilja.

Fosforföreningar . När fosfin eller fosfor brinner, som du redan vet, bildas fosforoxid P205 - ett vitt hygroskopiskt pulver. Det är en typisk sur oxid som har alla egenskaper hos sura oxider.

Fosforoxid motsvarar fosforsyra H3P04. Det är ett fast genomskinligt kristallint ämne, mycket lösligt i vatten i vilket förhållande som helst. Som en tribasisk syra bildar H3P04 tre serier av salter:

mediumsalter eller fosfater, till exempel Ca3(PO4)2, som är olösliga i vatten, förutom alkalimetallfosfater;

sura salter - divätefosfater, till exempel Ca(H2P04)2, av vilka de flesta är mycket lösliga i vatten;

sura salter - hydrofosfater, till exempel CaHPO4, som är svagt lösliga i vatten (förutom natrium-, kalium- och ammoniumfosfater), d.v.s. de upptar en mellanposition mellan fosfater och hydrofosfater i löslighet.

I naturen förekommer inte fosfor i fri form - bara i form av föreningar. De viktigaste naturliga fosforföreningarna är mineralerna fosforiter och apatiter. Deras bulk är kalciumfosfat Ca3(P04)2, från vilket fosfor erhålls industriellt.

Fosfors biologiska betydelse. Fosfor är en permanent komponent i vävnaderna hos människor, djur och växter. I människokroppen är det mesta fosfor bundet till kalcium. För att bygga ett skelett behöver ett barn lika mycket fosfor som kalcium. Förutom ben, finns fosfor i nerv- och hjärnvävnader, blod och mjölk. Hos växter, som hos djur, är fosfor en del av proteiner.

Från fosfor som kommer in i människokroppen med mat, främst ägg, kött, mjölk och bröd, byggs ATP - adenosintrifosforsyra, som fungerar som en samlare och bärare av energi, såväl som nukleinsyror - DNA och RNA, som överför ärftliga egenskaper hos kroppen. ATP konsumeras mest intensivt i aktivt arbetande organ i kroppen: lever, muskler, hjärna. Det är inte för inte som den berömda mineralogen, en av grundarna av vetenskapen om geokemi, akademiker A.E. Fersman kallade fosfor "elementet av liv och tanke."

Som sagt finns fosfor i naturen i form av föreningar som finns i jord (eller lösta i naturliga vatten). Fosfor utvinns ur jorden av växter, och djur får fosfor från växtföda. Efter döden av växt- och djurorganismer återgår fosfor till jorden. Så uppstår fosforcykeln i naturen (bild 36).

Applicering av fosfor och dess föreningar . Röd fosfor används för att tillverka tändstickor och fosforsyra, som i sin tur används för att producera fosfatgödsel och fodertillsatser för boskap. Dessutom används fosfor för att producera bekämpningsmedel (kom ihåg burkar med diklorvos, klorofos etc.).

Upptäckt av fosfor . Fosfor upptäcktes av den tyske alkemisten G. Brand 1669 och fick sitt namn för sin förmåga att glöda i mörker (grekisk fosfor - luminiferous).

1. Allotropi av fosfor: vit fosfor, röd fosfor.

2. Fosfors egenskaper: bildning av fosfider, fosfin, fosforoxid (V).

3. Fosforsyra och tre serier av dess salter: fosfater, vätefosfater och divätefosfater.

4. Biologisk betydelse av fosfor (kalciumfosfat, ATP, DNA och RNA).

5. Applicering av fosfor och dess föreningar.

Skriv formlerna för tre typer av natrium- och fosforsyrasalter, namnge dem och skriv ner ekvationerna för deras dissociation.

Skriv reaktionsekvationerna som kan användas för att utföra följande transformationer:

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

Fosfor och dess föreningar

Introduktion

Kapitel I. Fosfor som grundämne och som enkel substans

1.1. Fosfor i naturen

1.2. Fysikaliska egenskaper

1.3. Kemiska egenskaper

1.4. Mottagande

1.5. Ansökan

Kapitel II. Fosforföreningar

2.1. Oxider

2.2. Syror och deras salter

2.3. Fosfin

Kapitel III. Fosforgödselmedel

Slutsats

Bibliografi

Introduktion

Fosfor (lat. Fosfor) P är ett kemiskt element i grupp V i Mendelejevs periodiska system, atomnummer 15, atommassa 30,973762(4). Låt oss överväga strukturen av fosforatomen. Fosforatomens yttre energinivå innehåller fem elektroner. Grafiskt ser det ut så här:

1s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 3 3d 0

År 1699 isolerade Hamburg-alkemisten H. Brand, på jakt efter en "de vises sten" som förmodas kunna förvandla oädla metaller till guld, när den förångade urin med kol och sand, en vit vaxartad substans som kunde glöda.

Namnet "fosfor" kommer från grekiskan. ”phos” – ljus och ”phoros” – bärare. I Ryssland introducerades termen "fosfor" 1746 av M.V. Lomonosov.

De viktigaste fosforföreningarna inkluderar oxider, syror och deras salter (fosfater, divätefosfater, vätefosfater, fosfider, fosfiter).

Många ämnen som innehåller fosfor finns i konstgödsel. Sådana gödselmedel kallas fosforgödselmedel.

Kapitel jag Fosfor som ett grundämne och som ett enkelt ämne

1.1 Fosfor i naturen

Fosfor är ett av de vanligaste grundämnena. Det totala innehållet i jordskorpan är cirka 0,08 %. På grund av sin lätta oxidation förekommer fosfor i naturen endast i form av föreningar. De huvudsakliga fosformineralerna är fosforiter och apatiter, av de senare är den vanligaste fluorapatit 3Ca3 (PO4)2 CaF2. Fosforiter är utbredda i Ural, Volga-regionen, Sibirien, Kazakstan, Estland och Vitryssland. De största avlagringarna av apatit finns på Kolahalvön.

Fosfor är ett nödvändigt element för levande organismer. Det finns i ben, muskler, hjärnvävnad och nerver. ATP-molekyler är byggda av fosfor - adenosintrifosforsyra (ATP är en energiuppsamlare och bärare). Den vuxna människokroppen innehåller i genomsnitt cirka 4,5 kg fosfor, främst i kombination med kalcium.

Fosfor finns också i växter.

Naturlig fosfor består av endast en stabil isotop 31 R. Idag är sex radioaktiva isotoper av fosfor kända.

1.2 Fysiska egenskaper

Fosfor har flera allotropa modifieringar - vit, röd, svart, brun, violett fosfor, etc. De tre första av dessa är de mest studerade.

Vit fosfor- ett färglöst, gulaktigt kristallint ämne som lyser i mörker. Dess densitet är 1,83 g/cm3. Olösligt i vatten, lösligt i koldisulfid. Har en karakteristisk vitlöksdoft. Smältpunkt 44°C, självantändningstemperatur 40°C. För att skydda vit fosfor från oxidation lagras den under vatten i mörker (i ljuset omvandlas den till röd fosfor). I kylan är vit fosfor ömtålig vid temperaturer över 15°C blir den mjuk och kan skäras med en kniv.

Vita fosformolekyler har ett kristallgitter, vid vars noder det finns P4-molekyler, formad som en tetraeder.

Varje fosforatom är ansluten med tre σ-bindningar till de andra tre atomerna.

Vit fosfor är giftigt och orsakar svårläkta brännskador.

Röd fosfor– ett pulverformigt ämne med mörkröd färg, luktfritt, löser sig inte i vatten och koldisulfid och lyser inte. Tändtemperatur 260°C, densitet 2,3 g/cm3. Röd fosfor är en blandning av flera allotropa modifieringar som skiljer sig i färg (från skarlakansröd till violett). Egenskaperna hos röd fosfor beror på villkoren för dess produktion. Inte giftig.

Svart fosfor Den ser ut som grafit, känns fet vid beröring och har halvledaregenskaper. Densitet 2,7 g/cm3.

Röd och svart fosfor har ett atomärt kristallgitter.

1.3 Kemiska egenskaper

Fosfor är en icke-metall. I föreningar uppvisar det vanligtvis ett oxidationstillstånd på +5, mer sällan – +3 och –3 (endast i fosfider).

Reaktioner med vit fosfor är lättare än med röd fosfor.

I. Interaktion med enkla ämnen.

1. Interaktion med halogener:

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

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

2. Interaktion med icke-metaller:

2P + 3S = P2S3 (fosfor(III)sulfid.

3. Interaktion med metaller:

2P + 3Ca = Ca3P2 (kalciumfosfid).

4. Interaktion med syre:

4P + 5O2 = 2P2 O5 (fosfor(V)oxid, fosforanhydrid).

II. Interaktion med komplexa ämnen.

1.4 Kvitto

Fosfor erhålls från krossade fosforiter och apatiter, de senare blandas med kol och sand och bränns i ugnar vid 1500°C:

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

Fosfor frigörs i form av ånga, som kondenserar i behållaren under vatten, vilket resulterar i vit fosfor.

Vid uppvärmning till 250-300°C utan lufttillgång blir vit fosfor röd.

Svart fosfor erhålls genom långvarig uppvärmning av vit fosfor vid mycket högt tryck (200°C och 1200 MPa).

1.5 Tillämpning

Röd fosfor används vid tillverkning av tändstickor (se bild). Det är en del av blandningen som appliceras på tändsticksaskens sidoyta. Huvudkomponenten i tändstickshuvudet är Berthollet salt KClO3. På grund av tändstickshuvudets friktion mot smörjmedlet antänds fosforpartiklarna i luften. Som ett resultat av oxidationsreaktionen av fosfor frigörs värme, vilket leder till nedbrytning av Bertholletsalt.

Det resulterande syret hjälper till att tända tändstickshuvudet.

Fosfor används i metallurgi. Det används för att producera ledare och är en komponent i vissa metalliska material, såsom tennbrons.

Fosfor används också vid framställning av fosforsyra och bekämpningsmedel (diklorvos, klorofos, etc.).

Vit fosfor används för att skapa rökskärmar, eftersom dess förbränning ger vit rök.

Kapitel II . Fosforföreningar

2.1 Oxider

Fosfor bildar flera oxider. De viktigaste av dem är fosforoxid (V) P4 O10 och fosforoxid (III) P4 O6. Ofta skrivs deras formler i en förenklad form - P2 O5 och P2 O3. Strukturen av dessa oxider bibehåller det tetraedriska arrangemanget av fosforatomer.

Fosforoxid(III) P4 O6 är en vaxartad kristallin massa som smälter vid 22,5°C och förvandlas till en färglös vätska. Giftig.

När det löses i kallt vatten bildas fosforsyra:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

och när man reagerar med alkalier - motsvarande salter (fosfiter).

Starkt reduktionsmedel. När det interagerar med syre oxideras det till P4 O10.

Fosfor (III) oxid produceras genom oxidation av vit fosfor i frånvaro av syre.

Fosforoxid(V) P4 O10 är ett vitt kristallint pulver. Sublimeringstemperatur 36°C. Den har flera modifieringar, varav en (den så kallade flyktiga) har sammansättningen P4 O10. Kristallgittret för denna modifiering består av P4 O10-molekyler anslutna till varandra av svaga intermolekylära krafter, som lätt bryts vid upphettning. Därav flyktigheten hos denna sort. Andra modifieringar är polymera. De bildas av ändlösa lager av PO4-tetraedrar.

När P4 O10 interagerar med vatten bildas fosforsyra:

P4010 + 6H2O = 4H3P04.

Eftersom P4 O10 är en sur oxid, reagerar den med basiska oxider och hydroxider.

Det bildas vid högtemperaturoxidation av fosfor i överskott av syre (torr luft).

På grund av sin exceptionella hygroskopicitet används fosfor(V)oxid i laboratorie- och industriteknik som tork- och dehydratiseringsmedel. I sin torkande effekt överträffar den alla andra ämnen. Kemiskt bundet vatten avlägsnas från vattenfri perklorsyra för att bilda dess anhydrid:

4HClO4 + P4010 = (HPO3)4 + 2Cl207.

2.2 Syror och deras salter

A) Fosforsyra H3 PO3. Vattenfri fosforsyra H3PO3 bildar kristaller med en densitet av 1,65 g/cm3, smältande vid 74°C.

Strukturformel:

När vattenfri H3 PO3 värms upp sker en disproportioneringsreaktion (autooxidation-självreduktion):

4H3P03 = PH3 + 3H3P04.

Fosforsyrasalter – fosfiter. Till exempel K3 PO3 (kaliumfosfit) eller Mg3 (PO3)2 (magnesiumfosfit).

Fosforsyra H3 PO3 erhålls genom att lösa fosfor (III) oxid i vatten eller hydrolys av fosfor (III) klorid PCl3:

RCI3 + 3H2O = H3P03 + 3HCl.

b) Fosforsyra (ortofosforsyra) H3 PO4 .

Vattenfri fosforsyra är lätta genomskinliga kristaller som diffunderar i luft vid rumstemperatur. Smältpunkt 42,35°C. Fosforsyra bildar lösningar av vilken koncentration som helst med vatten.

Fosforsyra har följande strukturformel:

Fosforsyra reagerar med metaller som finns i en serie standardelektrodpotentialer upp till väte, med basiska oxider, med baser och med salter av svaga syror.

I laboratoriet erhålls fosforsyra genom att oxidera fosfor med 30% salpetersyra:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3P04 + 5NO.

Inom industrin produceras fosforsyra på två sätt: extraktion och termisk. I kärnan extraktionsmetod ligger bearbetningen av krossade naturliga fosfater med svavelsyra:

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

Fosforsyran filtreras sedan och koncentreras genom indunstning.

Termisk metod består av reduktion av naturliga fosfater till fri fosfor, följt av dess förbränning till P4 O10 och upplösning av den senare i vatten. Fosforsyra som produceras med denna metod kännetecknas av högre renhet och ökad koncentration (upp till 80 viktprocent).

Fosforsyra används för att producera gödningsmedel, för att framställa reagenser, organiska ämnen och för att skapa skyddande beläggningar på metaller. Renad fosforsyra behövs för framställning av läkemedel och foderkoncentrat.

Fosforsyra är inte en stark syra. Som en tribasisk syra dissocierar den stegvis i en vattenlösning. Dissociation är lättare i det första skedet.

1. H3PO4H++ (divätefosfatjon);

2. H++ (vätefosfatjon);

3. H++ (fosfatjon).

Total jonisk ekvation för dissociationen av fosforsyra:

Fosforsyra bildar tre serier av salter:

a) K3 PO4, Ca3 (PO4)2 – trisubstituerad eller fosfater;

b) K2 HPO4, CaHPO4 – disubstituerade eller hydrofosfater;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosubstituerade eller divätefosfater.

Monosubstituerade fosfater är sura, dibasiska fosfater är svagt alkaliska och tribasiska fosfater är alkaliska.

Alla alkalimetall- och ammoniumfosfater är lösliga i vatten. Av kalciumsalterna av fosforsyra är det bara kalciumdivätefosfat som löser sig i vatten. Kalciumvätefosfat och kalciumfosfat är lösliga i organiska syror.

Vid uppvärmning förlorar fosforsyra först vatten - lösningsmedlet, sedan börjar uttorkning av fosforsyra och difosforsyra bildas:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

En betydande del av fosforsyran omvandlas till difosforsyra vid en temperatur av cirka 260°C.

V) Fosforsyra (hypofosforsyra) H4P2O6.

.

H4 P2 O6 är en tetrabasisk syra med medelstyrka. Under lagring sönderfaller hypofosforsyra gradvis. När dess lösningar värms upp förvandlas den till H3 PO4 och H3 PO3.

Det bildas under långsam oxidation av H3 PO3 i luft eller oxidation av vit fosfor i fuktig luft.

G) Hypofosforsyra (hypofosforsyra) H3PO2. Denna syra är monobasisk och stark. Hypofosforsyra har följande strukturformel:

.

Hypofosfiter– salter av hypofosforsyra – vanligtvis mycket lösligt i vatten.

Hypofosfiter och H3 PO2 är energetiska reduktionsmedel (särskilt i en sur miljö). Deras värdefulla egenskap är förmågan att reducera lösta salter av vissa metaller (Ni, Cu, etc.) till fri metall:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0+ + 6H+.

Hypofosforsyra erhålls genom att sönderdela kalcium- eller bariumhypofosfiter med svavelsyra:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4 ↓.

Hypofosfiter bildas genom att koka vit fosfor i suspensioner av kalcium- eller bariumhydroxider.

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - en förening av fosfor med väte - en färglös gas med en skarp, obehaglig vitlökslukt, mycket löslig i vatten (reagerar inte kemiskt med den) och är mycket giftig. I luften antänds ren och torr fosfin vid uppvärmning över 100-140°C. Om fosfin innehåller föroreningar av difosfin P2 H4, antänds det spontant i luften.

Vid interaktion med vissa starka syror bildas fosfin fosfoniumsalter, Till exempel:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfoniumklorid).

Strukturen hos fosfoniumkatjonen [PH4]+ liknar strukturen hos ammoniumkatjonen +.

Vatten bryter ner fosfoniumsalter och bildar fosfin och vätehalogenid.

Fosfin kan erhållas genom att reagera fosfider med vatten:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3.

Och en sista sak. När fosfor interagerar med metaller bildas salter - fosfider. Till exempel Ca3P2 (kalciumfosfid), Mg3P2 (magnesiumfosfid).

Kapitel III Fosforgödselmedel

Fosforföreningar, som kväve, genomgår ständigt omvandlingar i naturen - fosforcykeln förekommer i naturen. Växter utvinner fosfater ur marken och omvandlar dem till komplexa fosforhaltiga organiska ämnen. Dessa ämnen kommer in i djurkroppen med växtföda - bildandet av proteinämnen i nerv- och muskelvävnader, kalciumfosfater i ben, etc. Efter djurs och växters död sönderfaller fosforhaltiga föreningar under inverkan av mikroorganismer. Som ett resultat bildas fosfater. Således är cykeln som uttrycks av diagrammet avslutad:

P (levande organismer) P (jord).

Denna cykel avbryts när fosforföreningar avlägsnas från skörden. Bristen på fosfor i jorden fylls praktiskt taget inte på naturligt. Därför är det nödvändigt att applicera fosforgödselmedel.

Som du vet kan mineralgödsel vara enkla eller komplexa. Enkla gödningsmedel inkluderar gödningsmedel som innehåller ett näringsämne. Komplexa gödselmedel innehåller flera näringsämnen.

Hur produceras fosfatgödselmedel i industrin? Naturliga fosfater löser sig inte i vatten och är dåligt lösliga i jordlösningar och absorberas dåligt av växter. Att förädla naturliga fosfater till vattenlösliga föreningar är en uppgift för den kemiska industrin. Innehållet av näringsämnet fosfor i gödseln bedöms genom innehållet av fosforoxid (V) P2 O5.

Huvudkomponenten i fosfatgödselmedel är kalciumdiväte eller vätefosfater. Fosfor är en del av många organiska föreningar i växter. Fosfornäring reglerar växternas tillväxt och utveckling. De vanligaste fosforgödselmedlen inkluderar:

1.Fosforitmjöl– fint vitt pulver. Innehåller 18-26% P2 O5.

Den erhålls genom malning av fosforiter Ca3 (PO4)2.

Fosforitmjöl kan endast absorberas på podzol- och torvjordar som innehåller organiska syror.

2. Enkelt superfosfat– grått finkornigt pulver. Innehåller upp till 20 % P2 O5.

Det erhålls genom att reagera naturligt fosfat med svavelsyra:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.

superfosfat

I detta fall erhålls en blandning av salter Ca(H2PO4)2 och CaSO4, som absorberas väl av växter i vilken jord som helst.

3. Dubbel superfosfat(färg och utseende liknar enkel superfosfat).

Det erhålls genom att verka på naturligt fosfat med fosforsyra:

Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca(H2P04)2.

Jämfört med enkelt superfosfat innehåller det inte CaSO4 och är ett mycket mer koncentrerat gödningsmedel (innehåller upp till 50 % P2 O5).

4. Fällning– innehåller 35-40 % P2 O5.

Erhålls genom att neutralisera fosforsyra med en lösning av kalciumhydroxid:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 2H2O.

Används på sura jordar.

5. Benmjöl. Erhållen genom bearbetning av ben från husdjur, den innehåller Ca3 (PO4)2.

6. Ammophos– ett komplext gödselmedel som innehåller kväve (upp till 15 % K) och fosfor (upp till 58 % P2 O5) i form av NH4 H2 PO4 och (NH4)2 HPO4. Det erhålls genom att neutralisera fosforsyra med ammoniak.

Slutsats

Och avslutningsvis skulle jag vilja säga den biologiska betydelsen av fosfor. Fosfor är en integrerad del av vävnaderna hos människor, djur och växter. I människokroppen är det mesta av fosforn bundet till kalcium. För att bygga ett skelett behöver ett barn lika mycket fosfor som kalcium. Förutom ben, finns fosfor i nerv- och hjärnvävnader, blod och mjölk. Hos växter, som hos djur, är fosfor en del av proteiner.

Från fosfor som kommer in i människokroppen med mat, främst ägg, kött, mjölk och bröd, byggs ATP - adenosintrifosforsyra, som fungerar som en samlare och bärare av energi, såväl som nukleinsyror - DNA och RNA, som överför ärftliga egenskaper hos kroppen. ATP konsumeras mest intensivt i aktivt arbetande organ i kroppen: levern, musklerna och hjärnan. Det är inte för inte som den berömda mineralogen, en av grundarna av vetenskapen om geokemi, akademiker A. E. Fersman kallade fosfor "elementet av liv och tanke."

Som sagt finns fosfor i naturen i form av föreningar som finns i jord (eller lösta i naturliga vatten). Fosfor utvinns ur jorden av växter, och djur får fosfor från växtföda. Efter döden av växt- och djurorganismer återgår fosfor till jorden. Det är så fosforkretsloppet uppstår i naturen.

Bibliografi:

1. Akhmetov N.S. Kemi årskurs 9: lärobok. för allmänbildning lärobok anläggningar. – 2:a uppl. – M.: Utbildning, 1999. – 175 s.: ill.

2. Gabrielyan O.S. Kemi årskurs 9: lärobok. för allmänbildning lärobok anläggningar. – 4:e uppl. – M.: Bustard, 2001. – 224 s.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Kemi årskurs 8-9: metod. ersättning. – 4:e uppl. – M.: Bustard, 2001. – 128 sid.

4. Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metoder för att lösa problem i kemi: lärobok. ersättning. – M.: Utbildning, 1989. – 176 s.: ill.

5. Kremenchugskaya M. Chemistry: A schoolchild’s reference book. – M.: Filol. Society "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 sid.

6. Kritsman V.A. Läsebok om oorganisk kemi. – M.: Utbildning, 1986. – 273 sid.

Fosfor och dess föreningar

Introduktion

Kapitel I. Fosfor som grundämne och som enkel substans

1.1. Fosfor i naturen

1.2. Fysikaliska egenskaper

1.3. Kemiska egenskaper

1.4. Mottagande

1.5. Ansökan

Kapitel II. Fosforföreningar

2.1. Oxider

2.2. Syror och deras salter

2.3. Fosfin

Kapitel III. Fosforgödselmedel

Slutsats

Bibliografi

Introduktion

1s 2 2s 2 2sid 6 3s 2 3sid 3 3d 0

År 1699 isolerade Hamburg-alkemisten H. Brand, på jakt efter en "de vises sten" som förmodas kunna förvandla oädla metaller till guld, när den förångade urin med kol och sand, en vit vaxartad substans som kunde glöda.

Namnet "fosfor" kommer från grekiskan. ”phos” – ljus och ”phoros” – bärare. I Ryssland introducerades termen "fosfor" 1746 av M.V. Lomonosov.

De viktigaste fosforföreningarna inkluderar oxider, syror och deras salter (fosfater, divätefosfater, vätefosfater, fosfider, fosfiter).

Många ämnen som innehåller fosfor finns i konstgödsel. Sådana gödselmedel kallas fosforgödselmedel.

Kapitel jag Fosfor som ett grundämne och som ett enkelt ämne

1.1 Fosfor i naturen

Fosfor är ett av de vanligaste grundämnena. Det totala innehållet i jordskorpan är cirka 0,08 %. På grund av sin lätta oxidation förekommer fosfor i naturen endast i form av föreningar. De huvudsakliga fosformineralerna är fosforiter och apatiter, av de senare är den vanligaste fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosforiter är utbredda i Ural, Volga-regionen, Sibirien, Kazakstan, Estland och Vitryssland. De största avlagringarna av apatit finns på Kolahalvön.

Fosfor är ett nödvändigt element för levande organismer. Det finns i ben, muskler, hjärnvävnad och nerver. ATP-molekyler är byggda av fosfor - adenosintrifosforsyra (ATP är en energiuppsamlare och bärare). Den vuxna människokroppen innehåller i genomsnitt cirka 4,5 kg fosfor, främst i kombination med kalcium.

Fosfor finns också i växter.

Naturlig fosfor består av endast en stabil isotop 31 R. Idag är sex radioaktiva isotoper av fosfor kända.

1.2 Fysiska egenskaper

Fosfor har flera allotropa modifieringar - vit, röd, svart, brun, violett fosfor, etc. De tre första av dessa är de mest studerade.

Vit fosfor- ett färglöst, gulaktigt kristallint ämne som lyser i mörker. Dess densitet är 1,83 g/cm3. Olösligt i vatten, lösligt i koldisulfid. Har en karakteristisk vitlöksdoft. Smältpunkt 44°C, självantändningstemperatur 40°C. För att skydda vit fosfor från oxidation lagras den under vatten i mörker (i ljuset omvandlas den till röd fosfor). I kylan är vit fosfor ömtålig vid temperaturer över 15°C blir den mjuk och kan skäras med en kniv.

Molekyler av vit fosfor har ett kristallgitter, vid vars noder det finns P 4-molekyler, formad som en tetraeder.

Varje fosforatom är ansluten med tre σ-bindningar till de andra tre atomerna.

Vit fosfor är giftigt och orsakar svårläkta brännskador.

Röd fosfor– ett pulverformigt ämne med mörkröd färg, luktfritt, löser sig inte i vatten och koldisulfid och lyser inte. Tändtemperatur 260°C, densitet 2,3 g/cm 3 . Röd fosfor är en blandning av flera allotropa modifieringar som skiljer sig i färg (från skarlakansröd till violett). Egenskaperna hos röd fosfor beror på villkoren för dess produktion. Inte giftig.

Svart fosfor Den ser ut som grafit, känns fet vid beröring och har halvledaregenskaper. Densitet 2,7 g/cm3.

Röd och svart fosfor har ett atomärt kristallgitter.

1.3 Kemiska egenskaper

Fosfor är en icke-metall. I föreningar uppvisar det vanligtvis ett oxidationstillstånd på +5, mer sällan – +3 och –3 (endast i fosfider).

Reaktioner med vit fosfor är lättare än med röd fosfor.

I. Interaktion med enkla ämnen.

1. Interaktion med halogener:

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

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

2. Interaktion med icke-metaller:

2P + 3S = P2S3 (fosfor(III)sulfid.

3. Interaktion med metaller:

2P + 3Ca = Ca3P2 (kalciumfosfid).

4. Interaktion med syre:

4P + 5O2 = 2P2O5 (fosfor(V)oxid, fosforsyraanhydrid).

II. Interaktion med komplexa ämnen.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3P04 + 5NO.

1.4 Kvitto

Fosfor erhålls från krossade fosforiter och apatiter, de senare blandas med kol och sand och bränns i ugnar vid 1500°C:

2Ca3 (PO4)2 + 10C + 6SiO2

Fosfor frigörs i form av ånga, som kondenserar i behållaren under vatten, vilket resulterar i vit fosfor.

Vid uppvärmning till 250-300°C utan lufttillgång blir vit fosfor röd.

Svart fosfor erhålls genom långvarig uppvärmning av vit fosfor vid mycket högt tryck (200°C och 1200 MPa).

1.5 Tillämpning

Röd fosfor används vid tillverkning av tändstickor (se bild). Det är en del av blandningen som appliceras på tändsticksaskens sidoyta. Huvudkomponenten i tändstickshuvudet är Berthollet salt KClO 3 . På grund av tändstickshuvudets friktion mot smörjmedlet antänds fosforpartiklarna i luften. Som ett resultat av oxidationsreaktionen av fosfor frigörs värme, vilket leder till nedbrytning av Bertholletsalt.

Det resulterande syret hjälper till att tända tändstickshuvudet.

Fosfor används i metallurgi. Det används för att producera ledare och är en komponent i vissa metalliska material, såsom tennbrons.

Fosfor används också vid framställning av fosforsyra och bekämpningsmedel (diklorvos, klorofos, etc.).

Vit fosfor används för att skapa rökskärmar, eftersom dess förbränning ger vit rök.

Kapitel II . Fosforföreningar

2.1 Oxider

Fosfor bildar flera oxider. De viktigaste av dem är fosforoxid (V) P 4 O 10 och fosforoxid (III) P 4 O 6. Ofta skrivs deras formler i en förenklad form - P 2 O 5 och P 2 O 3. Strukturen av dessa oxider bibehåller det tetraedriska arrangemanget av fosforatomer.

Fosforoxid(III) P 4 O 6 är en vaxartad kristallin massa som smälter vid 22,5 ° C och förvandlas till en färglös vätska. Giftig.

När det löses i kallt vatten bildas fosforsyra:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

och när man reagerar med alkalier - motsvarande salter (fosfiter).

Starkt reduktionsmedel. När det interagerar med syre oxideras det till P 4 O 10.

Fosfor (III) oxid produceras genom oxidation av vit fosfor i frånvaro av syre.

Fosforoxid(V) P 4 O 10 – vitt kristallint pulver. Sublimeringstemperatur 36°C. Den har flera modifieringar, varav en (den så kallade flyktiga) har sammansättningen P 4 O 10. Kristallgittret för denna modifiering är sammansatt av P 4 O 10-molekyler anslutna till varandra genom svaga intermolekylära krafter, som lätt bryts vid upphettning. Därav flyktigheten hos denna sort. Andra modifieringar är polymera. De bildas av ändlösa lager av PO 4-tetraedrar.

När P 4 O 10 interagerar med vatten bildas fosforsyra:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Eftersom P 4 O 10 är en sur oxid, reagerar den med basiska oxider och hydroxider.

Det bildas vid högtemperaturoxidation av fosfor i överskott av syre (torr luft).

På grund av sin exceptionella hygroskopicitet används fosfor(V)oxid i laboratorie- och industriteknik som tork- och dehydratiseringsmedel. I sin torkande effekt överträffar den alla andra ämnen. Kemiskt bundet vatten avlägsnas från vattenfri perklorsyra för att bilda dess anhydrid:

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

2.2 Syror och deras salter

A) Fosforsyra H3PO3. Vattenfri fosforsyra H3PO3 bildar kristaller med en densitet av 1,65 g/cm3, smältande vid 74°C.

Strukturformel:

När vattenfri H 3 PO 3 värms upp sker en disproportioneringsreaktion (autooxidation-självläkning):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Fosforsyrasalter – fosfiter. Till exempel K3PO3 (kaliumfosfit) eller Mg3 (PO3)2 (magnesiumfosfit).

Fosforsyra H 3 PO 3 erhålls genom att lösa fosfor (III) oxid i vatten eller hydrolys av fosfor (III) klorid PCl 3:

RCI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Fosforsyra (ortofosforsyra) H3PO4.

Vattenfri fosforsyra är lätta genomskinliga kristaller som diffunderar i luft vid rumstemperatur. Smältpunkt 42,35°C. Fosforsyra bildar lösningar av vilken koncentration som helst med vatten.

Bland de biogena elementen bör en särskild plats ges till fosfor. När allt kommer omkring är det omöjligt att existera så viktiga föreningar som till exempel ATP eller fosfolipider, liksom många andra. Samtidigt är de oorganiska ämnena i detta element mycket rika på olika molekyler. Fosfor och dess föreningar används i stor utsträckning inom industrin, är viktiga deltagare i biologiska processer och används i en mängd olika mänskliga aktiviteter. Låt oss därför överväga vad detta element är, vad dess enkla substans är och de viktigaste föreningarna.

Fosfor: elementets allmänna egenskaper

Positionen i det periodiska systemet kan beskrivas i flera punkter.

1. Femte gruppen, huvudundergrupp.
2. Tredje lilla perioden.
3. Serienummer - 15.
4. Atommassa - 30,974.
5. Atomens elektroniska konfiguration är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Möjliga oxidationstillstånd är från -3 till +5.
7. Kemisk symbol - P, uttal i formlerna "pe". Namnet på grundämnet är fosfor. Latinskt namn Fosfor.

Historien om upptäckten av denna atom går tillbaka till det avlägsna 1100-talet. Även i alkemisternas register fanns det information som talade om produktionen av ett okänt "lysande" ämne. Det officiella datumet för syntesen och upptäckten av fosfor var dock 1669. Den konkursmässiga köpmannen Brand, på jakt efter de vises sten, syntetiserade av misstag ett ämne som kan avge en glöd och brinna med en ljus, bländande låga. Han gjorde detta genom att upprepade gånger kalcinera mänsklig urin.

Efter detta erhölls detta element oberoende av varandra med ungefär samma metoder:

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

Idag är en av de mest populära metoderna för att syntetisera detta ämne reduktion från motsvarande fosforhaltiga mineraler vid höga temperaturer under påverkan av kolmonoxid och kiseldioxid. Processen utförs i speciella ugnar. Fosfor och dess föreningar är mycket viktiga ämnen både för levande varelser och för många synteser inom den kemiska industrin. Därför bör vi överväga vad detta element är som ett enkelt ämne och var det finns i naturen.

Enkelt ämne fosfor

Det är svårt att nämna någon specifik förening när det kommer till fosfor. Detta förklaras av de många allotropa modifieringarna som detta element har. Det finns fyra huvudtyper av det enkla ämnet fosfor.

1. Vit. Detta är en förening vars formel är P 4. Det är ett vitt flyktigt ämne med en skarp, obehaglig lukt av vitlök. Antänds spontant i luft vid normala temperaturer. Brinner med ett glödande ljusgrönt ljus. Mycket giftig och livshotande. Den kemiska aktiviteten är extremt hög, så den erhålls och lagras under ett lager av renat vatten. Detta är möjligt på grund av dålig löslighet i polära lösningsmedel. Koldisulfid och organiska ämnen är bäst lämpade för detta ändamål för vit fosfor. När den värms upp kan den omvandlas till nästa allotropiska form - röd fosfor. När ånga kondenserar och svalnar kan den bilda lager. Vid beröring är de feta, mjuka, lätta att skära med en kniv, vita (något gulaktiga). Smältpunkt 44 0 C. På grund av sin kemiska aktivitet används den i synteser. Men på grund av dess toxicitet används det inte i stor utsträckning industriellt.
2. Gul. Det är en dåligt renad form av vit fosfor. Den är ännu giftigare och luktar dessutom obehagligt av vitlök. Den antänds och brinner med en starkt glödande grön låga. Dessa gula eller bruna kristaller löser sig inte alls i vatten vid fullständig oxidation, de avger moln av vit rök med sammansättningen P4O10.
3. Röd fosfor och dess föreningar är den vanligaste och mest använda modifieringen av detta ämne i industrin. Den degiga röda massan, som under förhöjt tryck kan förvandlas till lila kristaller, är kemiskt inaktiv. Detta är en polymer som bara kan lösas upp i vissa metaller och inget annat. Vid en temperatur på 250 0 C sublimeras den och förvandlas till en vit modifikation. Inte lika giftig som tidigare former. Men med långvarig exponering för kroppen är det giftigt. Det används för att applicera en tändbeläggning på tändsticksaskar. Detta förklaras av att den inte kan antändas spontant, men under denotering och friktion exploderar den (antänder).
4. Svart. Utseendemässigt påminner den mycket om grafit och är dessutom fet vid beröring. Det är en halvledare av elektrisk ström. Mörka kristaller, blanka, som inte kan lösas upp i några lösningsmedel alls. För att den ska antändas krävs mycket höga temperaturer och förvärmning.

Intressant är också den nyligen upptäckta formen av fosfor - metallisk. Det är en ledare och har ett kubiskt kristallgitter.

Kemiska egenskaper

Fosforens kemiska egenskaper beror på i vilken form den finns. Som nämnts ovan är de gula och vita ändringarna de mest aktiva. I allmänhet kan fosfor interagera med:

• metaller, bildar fosfider och fungerar som ett oxidationsmedel;
• icke-metaller, som fungerar som ett reduktionsmedel och bildar flyktiga och icke-flyktiga föreningar av olika slag;
• starka oxidationsmedel, förvandlas till fosforsyra;
• med koncentrerade kaustiska alkalier beroende på typen av disproportionering;
• med vatten vid mycket höga temperaturer;
• med syre för att bilda olika oxider.

Fosfors kemiska egenskaper liknar kvävets. det är trots allt en del av pnictogen-gruppen. Aktiviteten är dock flera storleksordningar högre, på grund av mångfalden av allotropa modifieringar.

Att vara i naturen

Som näringsämne är fosfor mycket rikligt. Dess andel i jordskorpan är 0,09 %. Detta är en ganska stor siffra. Var finns denna atom i naturen? Det finns flera huvudställen:

• den gröna delen av växter, deras frön och frukter;
• djurvävnader (muskler, ben, tandemalj, många viktiga organiska föreningar);
• Jordskorpan;
• jorden;
• stenar och mineraler;
• havsvatten.

I det här fallet kan vi bara prata om bundna former, men inte om enkel substans. När allt kommer omkring är han extremt aktiv, och detta tillåter honom inte att vara fri. Bland de mineraler som är rikast på fosfor är:

• Engelsk;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit och andra.

Den biologiska betydelsen av detta element kan inte överskattas. När allt kommer omkring är det en del av sådana föreningar som:

• proteiner;
• fosfolipider;
• fosfoproteiner;
• enzymer.

Det vill säga alla de som är livsviktiga och från vilka hela organismen är uppbyggd som en helhet. Dagsbehovet för en vanlig vuxen är cirka 2 gram.

Fosfor och dess föreningar

Som ett mycket aktivt element bildar detta element många olika ämnen. Det bildar trots allt fosfider och fungerar själv som ett reduktionsmedel. Tack vare detta är det svårt att nämna ett element som skulle vara inert när man reagerar med det. Därför är formlerna för fosforföreningar extremt olika. Flera klasser av ämnen kan nämnas i den formation som den är en aktiv deltagare i.

1. Binära föreningar - oxider, fosfider, flyktiga väteföreningar, sulfider, nitrider och andra. Till exempel: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 och andra.
2. Komplexa ämnen: salter av alla slag (medium, sura, basiska, dubbla, komplexa), syror. Exempel: H3PO4, Na3PO4, H4P2O6, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HPO4 och andra.
3. Syrehaltiga organiska föreningar: proteiner, fosfolipider, ATP, DNA, RNA och andra.

De flesta av de angivna ämnestyperna har viktig industriell och biologisk betydelse. Användningen av fosfor och dess föreningar är möjlig både för medicinska ändamål och för tillverkning av helt vanliga hushållsartiklar.

Anslutningar till metaller

Binära föreningar av fosfor med metaller och mindre elektronegativa icke-metaller kallas fosfider. Det är saltliknande ämnen som är extremt instabila när de utsätts för olika ämnen. Även vanligt vatten orsakar snabb nedbrytning (hydrolys).

Dessutom, under påverkan av icke-koncentrerade syror, sönderdelas ämnet också till motsvarande produkter. Till exempel, om vi pratar om hydrolys av kalciumfosfid, kommer produkterna att vara metallhydroxid och fosfin:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

Och genom att utsätta fosfid för nedbrytning under inverkan av mineralsyra får vi motsvarande salt och fosfin:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3

I allmänhet ligger värdet av föreningarna i fråga just i det faktum att som ett resultat bildas en väteförening av fosfor, vars egenskaper kommer att diskuteras nedan.

Fosforbaserade flyktiga ämnen

Det finns två huvudsakliga:

• vit fosfor;
• fosfin

Vi har redan nämnt det första ovan och gett egenskaperna. De sa att det var vit tjock rök, mycket giftig, luktade obehagligt och självantändande under normala förhållanden.

Men vad är fosfin? Detta är det vanligaste och mest välkända flyktiga ämnet, som innehåller det aktuella grundämnet. Det är binärt, och den andra deltagaren är väte. Formeln för väteföreningen av fosfor är PH 3, namnet är fosfin.

Egenskaperna hos detta ämne kan beskrivas enligt följande.

1. Flyktig färglös gas.
2. Mycket giftig.
3. Har doften av ruttet fisk.
4. Det interagerar inte med vatten och löser sig mycket dåligt i det. Väl löslig i organiskt material.
5. Under normala förhållanden är den mycket kemiskt aktiv.
6. Självantänder i luft.
7. Bildas vid nedbrytning av metallfosfider.

Ett annat namn är fosfan. Berättelser från gamla tider förknippas med det. Det hela är något som folk ibland såg och ser nu på kyrkogårdar och träsk. Kulformade eller ljusliknande ljus som dyker upp här och där, ger intryck av rörelse, ansågs vara ett dåligt omen och fruktades mycket av vidskepliga människor. Anledningen till detta fenomen, enligt de moderna åsikterna från vissa forskare, kan betraktas som den spontana förbränningen av fosfin, som bildas naturligt under nedbrytningen av organiska rester, både växter och djur. Gasen kommer ut och antänds när den kommer i kontakt med syre i luften. Flamans färg och storlek kan variera. Oftast är dessa grönaktiga ljusa ljus.

Uppenbarligen är alla flyktiga fosforföreningar giftiga ämnen som lätt kan upptäckas genom sin skarpa, obehagliga lukt. Detta tecken hjälper till att undvika förgiftning och obehagliga konsekvenser.

Föreningar med icke-metaller

Om fosfor beter sig som ett reduktionsmedel, bör vi prata om binära föreningar med icke-metaller. Oftast visar de sig vara mer elektronegativa. Så vi kan särskilja flera typer av ämnen av detta slag:

• en förening av fosfor och svavel - fosforsulfid P2S3;
• fosforklorid III, V;
• oxider och anhydrid;
• bromid och jodid och andra.

Kemin av fosfor och dess föreningar är varierad, så det är svårt att identifiera de viktigaste av dem. Om vi ​​talar specifikt om de ämnen som bildas av fosfor och icke-metaller, är oxider och klorider av olika sammansättning av största vikt. De används i kemiska synteser som vattenavlägsnande medel, som katalysatorer och så vidare.

Så ett av de mest kraftfulla torkmedlen är det högsta - P 2 O 5. Det attraherar vatten så starkt att vid direkt kontakt med det uppstår en våldsam reaktion med starkt ljud. Ämnet i sig är en vit snöliknande massa, dess aggregationstillstånd är närmare amorft.

Det är känt att organisk kemi vida överstiger oorganisk kemi när det gäller antalet föreningar. Detta förklaras av fenomenet isomerism och förmågan hos kolatomer att bilda kedjor av atomer med olika strukturer, som sluter med varandra. Naturligtvis finns det en viss ordning, det vill säga en klassificering som all organisk kemi är föremål för. Klasserna av föreningar är olika, men vi är intresserade av en specifik, direkt relaterad till elementet i fråga. Det är med fosfor. Dessa inkluderar:

• koenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoxalfosfat och andra;
• proteiner;
• nukleinsyror, eftersom fosforsyraresten är en del av nukleotiden;
• fosfolipider och fosfoproteiner;
• enzymer och katalysatorer.

Den typ av jon i vilken fosfor deltar i bildandet av molekylen av dessa föreningar är PO 4 3-, det vill säga det är den sura resten av fosforsyra. Vissa proteiner innehåller det i form av en fri atom eller enkel jon.

För att varje levande organism ska fungera normalt är detta element och de organiska föreningar som det bildar extremt viktiga och nödvändiga. När allt kommer omkring, utan proteinmolekyler är det omöjligt att bygga en enda strukturell del av kroppen. Och DNA och RNA är de huvudsakliga bärarna och överföringarna av ärftlig information. I allmänhet måste alla kopplingar finnas.

Applicering av fosfor i industrin

Användningen av fosfor och dess föreningar inom industrin kan karakteriseras på flera punkter.

1. Används vid tillverkning av tändstickor, explosiva föreningar, brandbomber, vissa typer av bränsle och smörjmedel.
2. Som gasabsorbator, och även vid tillverkning av glödlampor.
3. För att skydda metaller från korrosion.
4. I jordbruket som jordgödsel.
5. Som vattenavhärdare.
6. I kemiska synteser vid framställning av olika ämnen.

Dess roll i levande organismer reduceras till deltagande i processerna för bildandet av tandemalj och ben. Deltagande i anabola och katabola reaktioner, samt upprätthålla buffringen av cellens inre miljö och biologiska vätskor. Det är grunden för syntesen av DNA, RNA och fosfolipider.

Fosfor (från grekiskans fosfor - luminiferous; lat. Fosfor) är ett element i det periodiska systemet av kemiska element i det periodiska systemet, ett av de vanligaste elementen i jordskorpan, dess innehåll är 0,08-0,09% av dess massa. Koncentrationen i havsvatten är 0,07 mg/l. Det finns inte i ett fritt tillstånd på grund av dess höga kemiska aktivitet. Den bildar cirka 190 mineraler, av vilka de viktigaste är apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), fosforit Ca 3 (PO 4) 2 och andra. Fosfor finns i alla delar av gröna växter, ännu mer i frukter och frön (se fosfolipider). Det finns i djurvävnader och ingår i proteiner och andra viktiga organiska föreningar (ATP, DNA) och är en del av livet.

Berättelse

Fosfor upptäcktes av Hamburg-alkemisten Hennig Brand 1669. Precis som andra alkemister försökte Brand hitta de vises sten, men fick en lysande substans. Brand fokuserade på experiment med mänsklig urin eftersom han trodde att den, eftersom den är gyllene till färgen, kan innehålla guld eller något användbart för gruvdrift. Till en början var hans metod att först låta urinen sitta i flera dagar tills den obehagliga lukten försvann, och sedan koka den tills den blev klibbig. Genom att värma denna pasta till höga temperaturer och få bubblor att dyka upp hoppades han att när de kondenserade skulle de innehålla guld. Efter flera timmars intensiv kokning erhölls korn av en vit vaxliknande substans, som brann mycket starkt och även flimrade i mörkret. Varumärket heter detta ämne phosphorus mirabilis (latin för "mirakulösa bärare av ljus"). Brands upptäckt av fosfor var den första upptäckten av ett nytt grundämne sedan antiken.
Något senare erhölls fosfor av en annan tysk kemist, Johann Kunkel.
Oavsett märke och Kunkel erhölls fosfor av R. Boyle, som beskrev det i artikeln "Method of preparing phosphorus from human urine", daterad 14 oktober 1680 och publicerad 1693.
En förbättrad metod för att framställa fosfor publicerades 1743 av Andreas Marggraf.
Det finns bevis för att arabiska alkemister kunde få fram fosfor på 1100-talet.
Lavoisier bevisade att fosfor är ett enkelt ämne.

namnets ursprung

År 1669 fick Henning Brand, genom att värma upp en blandning av vit sand och förångad urin, ett ämne som glödde i mörker, först kallat "kall eld". Det sekundära namnet "fosfor" kommer från de grekiska orden "φῶς" - lätt och "φέρω" - bära. I den antika grekiska mytologin bars namnet Fosfor (eller Eosphorus, antikgrekiska Φωσφόρος) av Morgonstjärnans väktare.

Mottagande

Fosfor erhålls från apatiter eller fosforiter som ett resultat av interaktion med koks och kiseldioxid vid en temperatur av 1600 ° C:
2Ca3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

De resulterande vita fosforångorna kondenseras i en behållare under vatten. Istället för fosforiter kan andra föreningar reduceras, till exempel metafosforsyra:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

Fysikaliska egenskaper

Elementär fosfor under normala förhållanden representerar flera stabila allotropa modifieringar; Frågan om fosforallotropi är komplex och inte helt löst. Vanligtvis finns det fyra modifieringar av ett enkelt ämne - vit, röd, svart och metallisk fosfor. Ibland kallas de också för de viktigaste allotropa modifieringarna, vilket antyder att alla andra är en variation av dessa fyra. Under normala förhållanden finns det bara tre allotropa modifieringar av fosfor, och under ultrahögtrycksförhållanden finns det också en metallisk form. Alla modifieringar skiljer sig i färg, densitet och andra fysiska egenskaper; Det finns en märkbar tendens till en kraftig minskning av kemisk aktivitet under övergången från vit till metallisk fosfor och en ökning av metalliska egenskaper.

Kemiska egenskaper

Den kemiska aktiviteten hos fosfor är mycket högre än för kväve. De kemiska egenskaperna hos fosfor bestäms till stor del av dess allotropa modifiering. Vit fosfor är mycket aktiv i övergångsprocessen till röd och svart fosfor, den kemiska aktiviteten minskar kraftigt. Vit fosfor lyser i mörker i luften, ljuset beror på oxidation av fosforånga till lägre oxider.
I flytande och lösta tillstånd, såväl som i ångor upp till 800 ° C, består fosfor av P4-molekyler. Vid upphettning över 800 °C dissocierar molekylerna: P 4 = 2 P 2. Vid temperaturer över 2000 °C sönderfaller molekyler till atomer.