Dom › Pražnjenje › Gdje se fosfor nalazi u prirodi? Fosfor i njegovi spojevi – Hipermarket znanja

Gdje se fosfor nalazi u prirodi? Fosfor i njegovi spojevi – Hipermarket znanja

>> Kemija: Fosfor i njegovi spojevi

Građa i svojstva atoma . Sljedeći predstavnik glavne podskupine V skupine periodnog sustava nakon dušika je nemetalni element fosfor R. Atomi u usporedbi s atomima dušika imaju veći radijus, nižu vrijednost elektronegativnosti, a time i izraženija redukcijska svojstva. Spojevi s oksidacijskim stupnjem -3 atoma fosfora rjeđi su od spojeva dušika (samo u fosfidima - spojevi fosfora s metalima, na primjer Ca3P2, Na3P). Češće, fosfor u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje +5. Ali njegov spoj s vodikom - fosfin PH3 - rijedak je slučaj kada je kovalentna veza između atoma različitih elemenata nepolarna zbog činjenice da elektronegativnost fosfora i vodika ima gotovo iste vrijednosti.

Fosfor je jednostavna tvar. Kemijski element fosfor tvori nekoliko alotropskih modifikacija. Od njih već poznajete dvije jednostavne tvari: bijeli fosfor i crveni fosfor.

Bijeli fosfor ima molekularnu kristalnu rešetku koja se sastoji od molekula P4. Netopljivo u vodi, topljivo u ugljikovom disulfidu. Lako oksidira na zraku, a čak se i zapali u obliku praha.

Bijeli fosfor je vrlo otrovan. Njegovo posebno svojstvo je sposobnost da svijetli u mraku zbog svoje oksidacije. Čuva se pod vodom.

Crveni fosfor je tamno grimizni prah. Ne otapa se ni u vodi ni u ugljičnom disulfidu. Na zraku sporo oksidira i ne pali se spontano. Neotrovno i ne svijetli u mraku.

Zagrijavanjem crvenog fosfora u epruveti zatvorenoj vatom prelazi u bijeli fosfor (koncentrirane pare), a izvuče li se štapić, bijeli fosfor bljeskat će u zraku (slika 35). Ovaj pokus pokazuje zapaljivost bijelog fosfora.

Kemijska svojstva crvenog i bijelog fosfora su slična, ali je bijeli fosfor kemijski aktivniji. Dakle, oboje, kao što i priliči nemetalima, stupaju u interakciju s metalima, tvoreći fosfide:

Bijeli fosfor se spontano zapali na zraku, dok crveni fosfor gori kada se zapali. U oba slučaja nastaje fosforov oksid koji se oslobađa u obliku gustog bijelog dima:

4P + 502 = 2P205

Riža. 35. Pokus koji ilustrira prijelaz crvenog fosfora u bijeli

Fosfor ne reagira izravno s vodikom; fosfin PH3 može se dobiti neizravno, na primjer iz fosfida:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Fosfin- vrlo otrovan plin neugodnog mirisa. Lako zapaljivo na zraku. Ovo svojstvo fosfina objašnjava pojavu močvarnih vjetrova.

Spojevi fosfora . Kada fosfin ili fosfor gori, kao što već znate, nastaje fosforov oksid P205 - bijeli higroskopni prah. To je tipičan kiseli oksid koji ima sva svojstva kiselih oksida.

Fosforov oksid odgovara fosfornoj kiselini H3P04. To je čvrsta prozirna kristalna tvar, visoko topljiva u vodi u bilo kojem omjeru. Kao trobazna kiselina, H3P04 tvori tri niza soli:

srednje soli ili fosfati, na primjer Ca3(PO4)2, koji su netopljivi u vodi, osim fosfata alkalijskih metala;

kisele soli - dihidrogenfosfati, na primjer Ca(H2P04)2, od kojih je većina visoko topljiva u vodi;

kisele soli - hidrofosfati, na primjer CaHPO4, koji su slabo topljivi u vodi (osim natrijevih, kalijevih i amonijevih fosfata), tj. zauzimaju srednji položaj između fosfata i hidrofosfata u topljivosti.

U prirodi se fosfor ne pojavljuje u slobodnom obliku - samo u obliku spojeva. Najvažniji prirodni spojevi fosfora su minerali fosforiti i apatiti. Glavninu im čini kalcijev fosfat Ca3(P04)2 iz kojeg se industrijski dobiva fosfor.

Biološki značaj fosfora. Fosfor je trajni sastojak tkiva ljudskih, životinjskih i biljnih organizama. U ljudskom tijelu većina fosfora je vezana za kalcij. Za izgradnju kostura dijete treba jednako toliko fosfora koliko i kalcija. Osim u kostima, fosfor se nalazi u živčanom i moždanom tkivu, krvi i mlijeku. U biljkama, kao iu životinjama, fosfor je dio proteina.

Od fosfora koji u organizam čovjeka ulazi hranom, uglavnom jajima, mesom, mlijekom i kruhom, gradi se ATP - adenozin trifosforna kiselina, koja služi kao sakupljač i prijenosnik energije, te nukleinske kiseline - DNA i RNA, koje prenose nasljedna svojstva tijela. ATP se najintenzivnije troši u organima koji aktivno rade: jetri, mišićima, mozgu. Nije uzalud poznati mineralog, jedan od utemeljitelja znanosti o geokemiji, akademik A. E. Fersman nazvao fosfor "elementom života i misli".

Kao što je navedeno, fosfor postoji u prirodi u obliku spojeva koji se nalaze u tlu (ili otopljen u prirodnim vodama). Fosfor iz tla izvlače biljke, a životinje dobivaju fosfor iz biljne hrane. Nakon odumiranja biljnih i životinjskih organizama, fosfor se vraća u tlo. Tako se odvija ciklus fosfora u prirodi (slika 36).

Primjena fosfora i njegovih spojeva . Crveni fosfor koristi se za proizvodnju šibica i fosforne kiseline, koja se pak koristi za proizvodnju fosfatnih gnojiva i dodataka hrani za stoku. Osim toga, fosfor se koristi za proizvodnju pesticida (sjetite se limenki diklorvosa, klorofosa itd.).

Otkriće fosfora . Fosfor je otkrio njemački alkemičar G. Brand 1669. godine, a ime je dobio po svojoj sposobnosti da svijetli u mraku (grč. fosfor - svjetleći).

1. Alotropija fosfora: bijeli fosfor, crveni fosfor.

2. Svojstva fosfora: tvorba fosfida, fosfin, fosforov oksid (V).

3. Fosforna kiselina i tri niza njezinih soli: fosfati, hidrogenfosfati i dihidrogenfosfati.

4. Biološki značaj fosfora (kalcijev fosfat, ATP, DNA i RNA).

5. Primjena fosfora i njegovih spojeva.

Napiši formule tri vrste soli natrija i fosforne kiseline, imenuj ih i zapiši jednadžbe njihove disocijacije.

Napišite jednadžbe reakcija koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija:

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

Sadržaj lekcije bilješke lekcije prateći okvir lekcija prezentacija metode ubrzanja interaktivne tehnologije Praksa zadaci i vježbe radionice za samotestiranje, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća pitanja za raspravu retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video isječci i multimedija fotografije, slike, grafike, tablice, dijagrami, humor, anegdote, vicevi, stripovi, parabole, izreke, križaljke, citati Dodaci sažetakačlanci trikovi za znatiželjne jaslice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i nastaveispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje ulomka u udžbeniku, elementi inovacije u nastavi, zamjena zastarjelih znanja novima Samo za učitelje savršene lekcije kalendarski plan za godinu, metodološke preporuke, programi rasprava Integrirane lekcije

Fosfor i njegovi spojevi

Uvod

Poglavlje I. Fosfor kao element i kao jednostavna tvar

1.1. Fosfor u prirodi

1.2. Fizička svojstva

1.3. Kemijska svojstva

1.4. Priznanica

1.5. Primjena

Poglavlje II. Spojevi fosfora

2.1. Oksidi

2.2. Kiseline i njihove soli

2.3. Fosfin

poglavlje III. Fosforna gnojiva

Zaključak

Bibliografija

Uvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P je kemijski element V skupine periodnog sustava Mendeljejeva, atomskog broja 15, atomske mase 30,973762(4). Razmotrimo strukturu atoma fosfora. Vanjska energetska razina atoma fosfora sadrži pet elektrona. Grafički to izgleda ovako:

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

Godine 1699. hamburški alkemičar H. Brand, u potrazi za "kamenom mudraca" koji je navodno mogao pretvoriti osnovne metale u zlato, isparavanjem urina s ugljenom i pijeskom, izolirao je bijelu voštanu tvar koja je mogla svijetliti.

Ime "fosfor" dolazi od grčkog. “phos” – svjetlo i “phoros” – nosač. U Rusiji je pojam "fosfor" 1746. uveo M.V. Lomonosov.

Glavni spojevi fosfora uključuju okside, kiseline i njihove soli (fosfati, dihidrogenfosfati, hidrogenfosfati, fosfidi, fosfiti).

Mnogo tvari koje sadrže fosfor nalaze se u gnojivima. Takva se gnojiva nazivaju fosforna gnojiva.

Poglavlje ja Fosfor kao element i kao jednostavna tvar

1.1 Fosfor u prirodi

Fosfor je jedan od čestih elemenata. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori je oko 0,08%. Zbog lake oksidacije fosfor se u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Glavni minerali fosfora su fosforiti i apatiti, od potonjih je najčešći fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosforiti su rasprostranjeni na Uralu, Povolžju, Sibiru, Kazahstanu, Estoniji i Bjelorusiji. Najveća nalazišta apatita nalaze se na poluotoku Kola.

Fosfor je neophodan element za žive organizme. Prisutan je u kostima, mišićima, moždanom tkivu i živcima. Molekule ATP-a građene su od fosfora – adenozintrifosforne kiseline (ATP je sakupljač i prijenosnik energije). Tijelo odraslog čovjeka sadrži u prosjeku oko 4,5 kg fosfora, uglavnom u kombinaciji s kalcijem.

Fosfor se također nalazi u biljkama.

Prirodni fosfor sastoji se samo od jednog stabilnog izotopa 31 R. Danas je poznato šest radioaktivnih izotopa fosfora.

1.2 Fizička svojstva

Fosfor ima nekoliko alotropskih modifikacija - bijeli, crveni, crni, smeđi, ljubičasti fosfor, itd. Prva tri od njih su najviše proučavana.

Bijeli fosfor- bezbojna, žućkasto obojena kristalna tvar koja svijetli u mraku. Gustoća mu je 1,83 g/cm3. Netopljivo u vodi, topljivo u ugljikovom disulfidu. Ima karakterističan miris na češnjak. Talište 44°C, temperatura samozapaljenja 40°C. Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom u mraku (na svjetlu prelazi u crveni fosfor). Na hladnoći bijeli fosfor je krhak, a na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i može se rezati nožem.

Molekule bijelog fosfora imaju kristalnu rešetku, na čijim čvorovima se nalaze molekule P 4, u obliku tetraedra.

Svaki atom fosfora povezan je s tri σ veze s ostala tri atoma.

Bijeli fosfor je otrovan i uzrokuje teško zacjeljive opekline.

Crveni fosfor– praškasta tvar tamnocrvene boje, bez mirisa, ne otapa se u vodi i ugljikovom disulfidu i ne svijetli. Temperatura paljenja 260°C, gustoća 2,3 g/cm 3 . Crveni fosfor je mješavina nekoliko alotropskih modifikacija koje se razlikuju po boji (od grimizne do ljubičaste). Svojstva crvenog fosfora ovise o uvjetima njegove proizvodnje. Nije otrovno.

Crni fosfor Izgleda kao grafit, mastan je na dodir i ima svojstva poluvodiča. Gustoća 2,7 g/cm3.

Crveni i crni fosfor imaju atomsku kristalnu rešetku.

1.3 Kemijska svojstva

Fosfor je nemetal. U spojevima obično pokazuje oksidacijsko stanje +5, rjeđe +3 i –3 (samo u fosfidima).

Reakcije s bijelim fosforom su lakše nego s crvenim fosforom.

I. Međudjelovanje s jednostavnim tvarima.

1. Interakcija s halogenima:

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

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

2. Interakcija s nemetalima:

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

3. Interakcija s metalima:

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

4. Interakcija s kisikom:

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

II. Interakcija sa složenim tvarima.

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

1.4 Primitak

Fosfor se dobiva iz zdrobljenih fosforita i apatita, potonji se miješaju s ugljenom i pijeskom i kalciniraju u pećima na 1500 °C:

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

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor se oslobađa u obliku pare, koja se kondenzira u spremniku pod vodom, stvarajući bijeli fosfor.

Zagrijavanjem na 250-300°C bez pristupa zraka bijeli fosfor prelazi u crveni.

Crni fosfor se dobiva dugotrajnim zagrijavanjem bijelog fosfora pri vrlo visokom tlaku (200°C i 1200 MPa).

1.5 Primjena

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica (vidi sliku). To je dio smjese koja se nanosi na bočnu površinu kutije šibica. Glavna komponenta glave šibice je Bertoletova sol KClO 3 . Uslijed trenja glave šibice o mazivo, čestice fosfora u zraku se zapale. Kao rezultat reakcije oksidacije fosfora, oslobađa se toplina, što dovodi do razgradnje Bertoletove soli.

KCl+.

Dobiveni kisik pomaže zapaliti glavu šibice.

Fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju vodiča i sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput kositrene bronce.

Fosfor se također koristi u proizvodnji fosforne kiseline i pesticida (diklorvos, klorofos i dr.).

Bijeli fosfor se koristi za izradu dimnih zavjesa, budući da njegovim izgaranjem nastaje bijeli dim.

Poglavlje II . Spojevi fosfora

2.1 Oksidi

Fosfor tvori nekoliko oksida. Najvažniji od njih su fosforov oksid (V) P 4 O 10 i fosforov oksid (III) P 4 O 6. Često su njihove formule napisane u pojednostavljenom obliku - P 2 O 5 i P 2 O 3. Struktura ovih oksida zadržava tetraedarski raspored atoma fosfora.

Fosforov oksid(III) P 4 O 6 je voskasta kristalna masa koja se topi na 22,5 °C i pretvara u bezbojnu tekućinu. Otrovno.

Kada se otopi u hladnoj vodi, formira fosfornu kiselinu:

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

a pri reakciji s lužinama – odgovarajuće soli (fosfiti).

Jako redukcijsko sredstvo. U interakciji s kisikom oksidira se u P 4 O 10.

Fosfor (III) oksid se dobiva oksidacijom bijelog fosfora u odsutnosti kisika.

Fosforov oksid(V) P 4 O 10 – bijeli kristalni prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima nekoliko modifikacija, od kojih jedna (tzv. hlapljiva) ima sastav P 4 O 10. Kristalna rešetka ove modifikacije sastoji se od molekula P 4 O 10 međusobno povezanih slabim međumolekularnim silama, koje se lako lome zagrijavanjem. Otuda volatilnost ove sorte. Ostale modifikacije su polimerne. Tvore ih beskrajni slojevi PO 4 tetraedra.

Kada P 4 O 10 komunicira s vodom, nastaje fosforna kiselina:

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

Budući da je kiseli oksid, P 4 O 10 reagira s bazičnim oksidima i hidroksidima.

Nastaje pri visokotemperaturnoj oksidaciji fosfora u suvišku kisika (suhi zrak).

Zbog svoje iznimne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnologiji kao sredstvo za sušenje i dehidrataciju. Po svom učinku isušivanja nadmašuje sve druge tvari. Kemijski vezana voda uklanja se iz bezvodne perklorne kiseline kako bi se dobio njezin anhidrid:

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

2.2 Kiseline i njihove soli

A) Fosforna kiselina H3PO3. Bezvodna fosforna kiselina H 3 PO 3 stvara kristale gustoće 1,65 g/cm 3, talište pri 74°C.

Strukturna formula:

Kada se bezvodni H 3 PO 3 zagrijava, dolazi do reakcije disproporcioniranja (autooksidacija-samoozdravljenje):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Soli fosforne kiseline – fosfiti. Na primjer, K 3 PO 3 (kalijev fosfit) ili Mg 3 (PO 3) 2 (magnezijev fosfit).

Fosforna kiselina H 3 PO 3 dobiva se otapanjem fosfor (III) oksida u vodi ili hidrolizom fosfor (III) klorida PCl 3:

RCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

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

Bezvodna fosforna kiselina izgleda kao lagani prozirni kristali koji difundiraju u zraku na sobnoj temperaturi. Talište 42,35°C. Fosforna kiselina s vodom stvara otopine bilo koje koncentracije.

Uvod

Poglavlje I. Fosfor kao element i kao jednostavna tvar

1.1. Fosfor u prirodi

1.2. Fizička svojstva

1.3. Kemijska svojstva

1.4. Priznanica

1.5. Primjena

Poglavlje II. Spojevi fosfora

2.1. Oksidi

2.2. Kiseline i njihove soli

2.3. Fosfin

poglavlje III. Fosforna gnojiva

Zaključak

Bibliografija

Uvod

1s22s22p63s23p33d0

Ime "fosfor" dolazi od grčkog. “phos” – svjetlo i “phoros” – nosač. U Rusiji je pojam "fosfor" 1746. uveo M.V. Lomonosov.

Glavni spojevi fosfora uključuju okside, kiseline i njihove soli (fosfati, dihidrogenfosfati, hidrogenfosfati, fosfidi, fosfiti).

Mnogo tvari koje sadrže fosfor nalaze se u gnojivima. Takva se gnojiva nazivaju fosforna gnojiva.

PoglavljejaFosfor kao element i kao jednostavna tvar

Fosfor u prirodi

Fosfor je jedan od čestih elemenata. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori je oko 0,08%. Zbog lake oksidacije fosfor se u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Glavni fosforni minerali su fosforiti i apatiti, od potonjih je najčešći fluorapatit 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosforiti su rasprostranjeni na Uralu, Povolžju, Sibiru, Kazahstanu, Estoniji i Bjelorusiji. Najveća nalazišta apatita nalaze se na poluotoku Kola.

Fosfor se također nalazi u biljkama.

Prirodni fosfor sastoji se od samo jednog stabilnog izotopa, 31P. Danas je poznato šest radioaktivnih izotopa fosfora.

Fizička svojstva

Fosfor ima nekoliko alotropskih modifikacija - bijeli, crveni, crni, smeđi, ljubičasti fosfor, itd. Prva tri od njih su najviše proučavana.

Bijeli fosfor je bezbojna, žućkasto obojena kristalna tvar koja svijetli u mraku. Gustoća mu je 1,83 g/cm3. Netopljivo u vodi, topljivo u ugljikovom disulfidu. Ima karakterističan miris na češnjak. Talište 44°C, temperatura samozapaljenja 40°C. Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom u mraku (na svjetlu prelazi u crveni fosfor). Na hladnoći bijeli fosfor je krhak, a na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i može se rezati nožem.

Molekule bijelog fosfora imaju kristalnu rešetku, na čijim se čvorovima nalaze molekule P4, u obliku tetraedra.

Svaki atom fosfora povezan je s tri σ veze s ostala tri atoma.

Bijeli fosfor je otrovan i uzrokuje teško zacjeljive opekline.

Crveni fosfor je tamnocrvena praškasta tvar bez mirisa koja se ne otapa u vodi ili ugljikovom disulfidu i ne svijetli. Temperatura paljenja 260°C, gustoća 2,3 g/cm3. Crveni fosfor je mješavina nekoliko alotropskih modifikacija koje se razlikuju po boji (od grimizne do ljubičaste). Svojstva crvenog fosfora ovise o uvjetima njegove proizvodnje. Nije otrovno.

Crni fosfor je izgledom sličan grafitu, mastan je na dodir i ima svojstva poluvodiča. Gustoća 2,7 g/cm3.

Crveni i crni fosfor imaju atomsku kristalnu rešetku.

Kemijska svojstva

Fosfor je nemetal. U spojevima obično pokazuje oksidacijsko stanje +5, rjeđe +3 i –3 (samo u fosfidima).

Reakcije s bijelim fosforom su lakše nego s crvenim fosforom.

I. Međudjelovanje s jednostavnim tvarima.

Interakcija s halogenima:

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

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

Interakcija s nemetalima:

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

Interakcija s metalima:

2P + 3Ca = Ca3P2 (kalcijev fosfid).

Interakcija s kisikom:

4P + 5O2 = 2P2O5 (fosfor (V) oksid, fosfor anhidrid).

II. Interakcija sa složenim tvarima.

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

Priznanica

Fosfor se dobiva iz zdrobljenih fosforita i apatita, potonji se miješaju s ugljenom i pijeskom i kalciniraju u pećima na 1500 °C:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor se oslobađa u obliku pare, koja se kondenzira u spremniku pod vodom, stvarajući bijeli fosfor.

Zagrijavanjem na 250-300°C bez pristupa zraka bijeli fosfor prelazi u crveni.

Crni fosfor se dobiva dugotrajnim zagrijavanjem bijelog fosfora pri vrlo visokom tlaku (200°C i 1200 MPa).

Primjena

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica (vidi sliku). To je dio smjese koja se nanosi na bočnu površinu kutije šibica. Glavna komponenta glave šibice je Bertoletova sol KClO3. Uslijed trenja glave šibice o mazivo, čestice fosfora u zraku se zapale. Kao rezultat reakcije oksidacije fosfora, oslobađa se toplina, što dovodi do razgradnje Bertoletove soli.

KClO3 KCl+.

Dobiveni kisik pomaže zapaliti glavu šibice.

Fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju vodiča i sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput kositrene bronce.

Fosfor se također koristi u proizvodnji fosforne kiseline i pesticida (diklorvos, klorofos i dr.).

Bijeli fosfor se koristi za izradu dimnih zavjesa, budući da njegovim izgaranjem nastaje bijeli dim.

PoglavljeII. Spojevi fosfora

2.1 Oksidi

Fosfor tvori nekoliko oksida. Najvažniji od njih su fosforov oksid (V) P4O10 i fosforov oksid (III) P4O6. Često su njihove formule napisane u pojednostavljenom obliku - P2O5 i P2O3. Struktura ovih oksida zadržava tetraedarski raspored atoma fosfora.

Fosfor (III) oksid P4O6 je voskasta kristalna masa koja se tali na 22,5°C i prelazi u bezbojnu tekućinu. Otrovno.

Kada se otopi u hladnoj vodi, formira fosfornu kiselinu:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

a pri reakciji s lužinama – odgovarajuće soli (fosfiti).

Jako redukcijsko sredstvo. U interakciji s kisikom oksidira se u P4O10.

Fosfor (III) oksid se dobiva oksidacijom bijelog fosfora u odsutnosti kisika.

Fosfor (V) oksid P4O10 je bijeli kristalni prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima nekoliko modifikacija, od kojih jedna (tzv. hlapljiva) ima sastav P4O10. Kristalna rešetka ove modifikacije sastoji se od molekula P4O10 međusobno povezanih slabim međumolekulskim silama, koje se lako lome zagrijavanjem. Otuda volatilnost ove sorte. Ostale modifikacije su polimerne. Tvore ih beskonačni slojevi PO4 tetraedra.

Kada P4O10 stupa u interakciju s vodom, nastaje fosforna kiselina:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Budući da je kiseli oksid, P4O10 reagira s bazičnim oksidima i hidroksidima.

Nastaje pri visokotemperaturnoj oksidaciji fosfora u suvišku kisika (suhi zrak).

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

2.2 Kiseline i njihove soli

a) Fosforna kiselina H3PO3. Bezvodna fosforna kiselina H3PO3 stvara kristale gustoće 1,65 g/cm3, talište pri 74°C.

Strukturna formula:

Kada se bezvodni H3PO3 zagrijava, dolazi do reakcije disproporcioniranja (autooksidacija-samoredukcija):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Soli fosforne kiseline - fosfiti. Na primjer, K3PO3 (kalijev fosfit) ili Mg3(PO3)2 (magnezijev fosfit).

Fosforna kiselina H3PO3 dobiva se otapanjem fosfor (III) oksida u vodi ili hidrolizom fosfor (III) klorida PCl3:

RCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Fosforna kiselina (ortofosforna kiselina) H3PO4.

Bezvodna fosforna kiselina izgleda kao lagani prozirni kristali koji difundiraju u zraku na sobnoj temperaturi. Talište 42,35°C. Fosforna kiselina s vodom stvara otopine bilo koje koncentracije.

Fosforna kiselina ima sljedeću strukturnu formulu:

Fosforna kiselina reagira s metalima koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala do vodika, s bazičnim oksidima, s bazama i sa solima slabih kiselina.

U laboratoriju se fosforna kiselina dobiva oksidacijom fosfora s 30% dušičnom kiselinom:

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

U industriji se fosforna kiselina proizvodi na dva načina: ekstrakcijom i toplinom. Metoda ekstrakcije temelji se na obradi usitnjenih prirodnih fosfata sumpornom kiselinom:

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

Fosforna kiselina se zatim filtrira i koncentrira isparavanjem.

Termička metoda sastoji se od redukcije prirodnih fosfata do slobodnog fosfora, nakon čega slijedi spaljivanje do P4O10 i otapanje potonjeg u vodi. Fosforna kiselina proizvedena ovom metodom odlikuje se većom čistoćom i povećanom koncentracijom (do 80% težine).

Fosforna kiselina se koristi za proizvodnju gnojiva, za pripremu reagensa, organskih tvari i za stvaranje zaštitnih premaza na metalima. Pročišćena fosforna kiselina potrebna je za pripremu lijekova i koncentrata za životinje.

Fosforna kiselina nije jaka kiselina. Kao trobazna kiselina, postepeno disocira u vodenoj otopini. Disocijacija je lakša u prvoj fazi.

H3PO4 H+ + (dihidrogenfosfatni ion);

H+ + (vodikov fosfatni ion);

H+ + (fosfatni ion).

Ukupna ionska jednadžba za disocijaciju fosforne kiseline:

H3PO4 3H+ + .

Fosforna kiselina tvori tri niza soli:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisupstituirani, ili fosfati;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disupstituirani, ili hidrofosfati;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosupstituirani ili dihidrogenfosfati.

Monosupstituirani fosfati su kiseli, dvobazični fosfati su slabo alkalni, a trobazični fosfati su alkalni.

Svi fosfati alkalnih metala i amonija topljivi su u vodi. Od kalcijevih soli fosforne kiseline samo se kalcijev dihidrogenfosfat otapa u vodi. Kalcijev hidrogenfosfat i kalcijev fosfat topljivi su u organskim kiselinama.

Zagrijavanjem fosforna kiselina prvo gubi vodu - otapalo, zatim počinje dehidracija fosforne kiseline i nastaje difosforna kiselina:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Znatan dio fosforne kiseline prelazi u difosfornu kiselinu na temperaturi od oko 260°C.

c) Fosforna kiselina (hipofosforna kiselina) H4P2O6.

H4P2O6 je četverobazna kiselina srednje jakosti. Tijekom skladištenja hipofosforna kiselina postupno se raspada. Kada se njegove otopine zagrijavaju, pretvara se u H3PO4 i H3PO3.

Nastaje sporom oksidacijom H3PO3 u zraku ili oksidacijom bijelog fosfora u vlažnom zraku.

d) Hipofosforna kiselina (hipofosforna kiselina) H3PO2. Ova kiselina je monobazna i jaka. Hipofosforna kiselina ima sljedeću strukturnu formulu:

Hipofosfiti - soli hipofosforne kiseline - obično su visoko topljivi u vodi.

Hipofosfiti i H3PO2 su energetski redukcijski agensi (osobito u kiseloj sredini). Njihova vrijedna osobina je sposobnost redukcije otopljenih soli nekih metala (Ni, Cu, itd.) u slobodni metal:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

Hipofosforna kiselina se dobiva razgradnjom kalcijevih ili barijevih hipofosfita sumpornom kiselinom:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Hipofosfiti nastaju kuhanjem bijelog fosfora u suspenzijama kalcijevih ili barijevih hidroksida.

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - spoj fosfora s vodikom - bezbojan plin oštrog, neugodnog mirisa na češnjak, vrlo topiv u vodi (kemijski ne reagira s njom), vrlo je otrovan. Na zraku se čisti i suhi fosfin zapali kada se zagrije iznad 100-140°C. Ako fosfin sadrži nečistoće difosfina P2H4, spontano se zapali na zraku.

U interakciji s nekim jakim kiselinama, fosfin stvara fosfonijeve soli, na primjer:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfonijev klorid).

Struktura fosfonijevog kationa [PH4]+ slična je strukturi amonijevog kationa +.

Voda razgrađuje fosfonijeve soli pri čemu nastaje fosfin i hidrogen halid.

Fosfin se može dobiti reakcijom fosfida s vodom:

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

I još nešto za kraj. U interakciji fosfora s metalima nastaju soli - fosfidi. Na primjer, Ca3P2 (kalcijev fosfid), Mg3P2 (magnezijev fosfid).

Poglavlje III. Fosforna gnojiva

Spojevi fosfora, kao i dušik, neprestano prolaze kroz transformacije u prirodi - u prirodi se odvija ciklus fosfora. Biljke izvlače fosfate iz tla i pretvaraju ih u složene organske tvari koje sadrže fosfor. Ove tvari ulaze u životinjsko tijelo s biljnom hranom - stvaranje proteinskih tvari u živčanim i mišićnim tkivima, kalcijevim fosfatima u kostima itd. Nakon smrti životinja i biljaka, spojevi koji sadrže fosfor razgrađuju se pod djelovanjem mikroorganizama. Kao rezultat toga nastaju fosfati. Dakle, ciklus prikazan dijagramom je završen:

P (živi organizmi) P (tlo).

Ovaj ciklus se prekida kada se spojevi fosfora uklone iz prinosa usjeva. Nedostatak fosfora u tlu praktički se ne nadoknađuje prirodnim putem. Stoga je potrebno primijeniti fosforna gnojiva.

Kao što znate, mineralna gnojiva mogu biti jednostavna i složena. Jednostavna gnojiva uključuju gnojiva koja sadrže jedan hranjivi element. Složena gnojiva sadrže nekoliko hranjivih tvari.

Kako se fosfatna gnojiva proizvode u industriji? Prirodni fosfati se ne otapaju u vodi, a slabo su topljivi u otopinama tla i biljke ih slabo apsorbiraju. Prerada prirodnih fosfata u spojeve topljive u vodi zadatak je kemijske industrije. Sadržaj hranjivog elementa fosfora u gnojivu ocjenjuje se sadržajem fosfornog oksida (V) P2O5.

Glavna komponenta fosfatnih gnojiva je kalcijev dihidrogen ili hidrogenfosfat. Fosfor je dio mnogih organskih spojeva u biljkama. Ishrana fosforom regulira rast i razvoj biljaka. Najčešća fosforna gnojiva su:

1. Fosforno brašno - fini bijeli prah. Sadrži 18-26% P2O5.

Dobiva se mljevenjem fosforita Ca3(PO4)2.

Fosforno brašno može se apsorbirati samo na podzoličnim i tresetnim tlima koja sadrže organske kiseline.

2. Jednostavan superfosfat - sivi sitnozrnati prah. Sadrži do 20% P2O5.

Dobiva se reakcijom prirodnog fosfata sa sumpornom kiselinom:

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

superfosfat

U tom slučaju dobiva se mješavina soli Ca(H2PO4)2 i CaSO4 koju biljke dobro apsorbiraju u bilo kojem tlu.

3. Dvostruki superfosfat (boja i izgled slični jednostavnom superfosfatu).

Dobiva se djelovanjem fosforne kiseline na prirodni fosfat:

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

U usporedbi s jednostavnim superfosfatom, ne sadrži CaSO4 i puno je koncentriranije gnojivo (sadrži do 50% P2O5).

4. Talog – sadrži 35-40% P2O5.

Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline otopinom kalcijevog hidroksida:

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

Koristi se na kiselim tlima.

5. Koštano brašno. Dobiva se preradom kostiju domaćih životinja i sadrži Ca3(PO4)2.

6. Amofos je kompleksno gnojivo koje sadrži dušik (do 15% K) i fosfor (do 58% P2O5) u obliku NH4H2PO4 i (NH4)2HPO4. Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline amonijakom.

Zaključak

I na kraju, želio bih reći biološki značaj fosfora. Fosfor je sastavni dio tkiva ljudskih, životinjskih i biljnih organizama. U ljudskom tijelu većina fosfora je vezana za kalcij. Za izgradnju kostura dijete treba jednako toliko fosfora koliko i kalcija. Osim u kostima, fosfor se nalazi u živčanom i moždanom tkivu, krvi i mlijeku. U biljkama, kao iu životinjama, fosfor je dio proteina.

Od fosfora koji u organizam čovjeka ulazi hranom, uglavnom jajima, mesom, mlijekom i kruhom, gradi se ATP - adenozin trifosforna kiselina, koja služi kao sakupljač i prijenosnik energije, te nukleinske kiseline - DNA i RNA, koje prenose nasljedna svojstva tijela. ATP se najintenzivnije troši u organima koji aktivno rade: jetri, mišićima i mozgu. Nije uzalud poznati mineralog, jedan od utemeljitelja znanosti o geokemiji, akademik A. E. Fersman nazvao fosfor "elementom života i misli".

Bibliografija:

Akhmetov N.S. Kemija 9. razred: udžbenik. za opće obrazovanje udžbenik ustanove. – 2. izd. – M.: Obrazovanje, 1999. – 175 str.: ilustr.

Gabrielyan O.S. Kemija 9. razred: udžbenik. za opće obrazovanje udžbenik ustanove. – 4. izd. – M.: Bustard, 2001. – 224 str.: ilustr.

Gabrielyan O.S. Kemija 8-9 razreda: metoda. džeparac. – 4. izd. – M.: Bustard, 2001. – 128 str.

Erošin D.P., Šiškin E.A. Metode rješavanja zadataka iz kemije: udžbenik. džeparac. – M.: Obrazovanje, 1989. – 176 str.: ilustr.

Kremenchugskaya M. Kemija: priručnik za školarce. – M.: Filol. Društvo "RIJEČ": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 str.

Kritsman V.A. Čitanka iz anorganske kemije. – M.: Obrazovanje, 1986. – 273 str.

Slični sažeci:

Arsen (lat. Arsenicum), As, kemijski element V skupine periodnog sustava Mendeljejeva, atomski broj 33, atomska masa 74,9216; čelično sivi kristali. Element se sastoji od jednog stabilnog izotopa

Odjel za kemiju Državnog sveučilišta Surgut SAŽETAK

Plan:

Uvod……………………………………………………………………………………….	3
Povijest razvoja fosfora…………………………………………………………...	3
Prirodni spojevi i proizvodnja fosfora……………………………………...	4
Kemijska svojstva………………………………………………………………	4
Alotropske promjene…………………………………………………………...	5
a) bijela……………………………………………………………………………………………..	6
b) crvena………………………………………………………………………………………..	7
c) crna………………………………………………………………………………………….	7
Fosforni oksidi……………………………………………………………………………………………	7
Ortofosforna kiselina……………………………………………………………...	9
Ortofosfati……………………………………………………………………………………….	11
Fosfor u ljudskom tijelu………………………………………………………..	11
Podudaranja…………………………………………………………………………………….	12
Fosforna gnojiva……………………………………………………………………………………..	12
Zaključak………………………………………………………………………….	14
1. Vrijednost fosfora……………………………………………………………..	14
2. Primjena fosfora…………………………………………………………………………………	15
Bibliografija………………………………………………...	17

Uvod

Peta skupina periodnog sustava uključuje dva tipična elementa - dušik i fosfor - te podskupine arsena i vanadija. Između prvog i drugog tipičnog elementa postoji značajna razlika u svojstvima.

U stanju jednostavnih tvari dušik je plin, a fosfor kruta tvar. Ove dvije tvari imale su široku primjenu, iako se dušik, kada je prvi put izoliran iz zraka, smatrao štetnim plinom, a velika se količina novca mogla zaraditi prodajom fosfora (fosfor je bio cijenjen zbog svoje sposobnosti sjaja tamna).

Povijest otkrića fosfora

Ironično, fosfor je otkriven nekoliko puta. I svaki put smo ga dobili iz... urina. Postoje reference na činjenicu da je arapski alkemičar Alhild Behil (12. stoljeće) otkrio fosfor destilacijom urina pomiješanog s glinom, vapnom i ugljenom. Međutim, datumom otkrića fosfora smatra se 1669. godina. Hamburški alkemičar amater Henning Brand, bankrotirani trgovac koji je sanjao o poboljšanju svojih poslova uz pomoć alkemije, obrađivao je široku paletu proizvoda. Teoretizirajući da bi fiziološki proizvodi mogli sadržavati "prvobitnu materiju" za koju se vjeruje da je osnova kamena mudraca, Brand se zainteresirao za ljudski urin.

Skupio je oko tonu urina iz vojničkih baraka i ispario ga da bi se stvorila sirupasta tekućina. Ponovno je destilirao ovu tekućinu i dobio teško crveno "urinsko ulje", koje je destilirano da bi se stvorio čvrsti ostatak. Zagrijavajući potonju, bez pristupa zraka, primijetio je stvaranje bijelog dima koji se taložio na stijenkama posude i svijetlio u mraku. Brand je tvar koju je dobio nazvao fosfor, što u prijevodu s grčkog znači “donositelj svjetla”.

Nekoliko godina je "recept za pripremu" fosfora držan u najstrožoj tajnosti i bio je poznat samo nekolicini alkemičara. Fosfor je po treći put otkrio R. Boyle 1680. godine.

U nešto izmijenjenom obliku, drevni način proizvodnje fosfora korišten je iu 18. stoljeću: mješavina urina s olovnim oksidom (PbO), kuhinjskom soli (NaCl), potašom (K 2 CO 3) i ugljenom (C) zagrijana. Tek 1777. KV Scheele razvio je metodu dobivanja fosfora iz rogova i kostiju životinja.

Prirodni spojevi i proizvodnja fosfora

Po zastupljenosti u zemljinoj kori fosfor je ispred dušika, sumpora i klora. Za razliku od dušika, fosfor se zbog svoje velike kemijske aktivnosti u prirodi pojavljuje samo u obliku spojeva. Najvažniji minerali fosfora su apatit Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, rjeđe klor i hidroksilna skupina) i fosforit, čija je osnova Ca 3 (PO 4) 2. Najveće nalazište apatita nalazi se na poluotoku Kola, u regiji Khibiny Mountains. Nalazišta fosforita nalaze se u planinama Karatau, u regijama Moskve, Kaluge, Bryansk i drugim mjestima. Fosfor je dio nekih proteinskih tvari sadržanih u generativnim organima biljaka, u živčanom i koštanom tkivu životinja i ljudi. Stanice mozga posebno su bogate fosforom.

Danas se fosfor proizvodi u električnim pećima redukcijom apatita ugljenom u prisutnosti silicija:

Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO 3 +5CO+P 2 .

Para fosfora na ovoj temperaturi sastoji se gotovo u potpunosti od molekula P2, koje se nakon hlađenja kondenziraju u molekule P4.

Kemijska svojstva

Elektronska konfiguracija atoma fosfora

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3d 0

Vanjski elektronski sloj sadrži 5 elektrona. Prisutnost tri nesparena elektrona na vanjskoj energetskoj razini objašnjava da je u normalnom, nepobuđenom stanju valencija fosfora 3.

Ali na trećoj energetskoj razini postoje prazne ćelije d-orbitala, stoga će se pri prijelazu u pobuđeno stanje 3S elektrona odvojiti i premjestiti na podrazinu d, što dovodi do stvaranja 5 nesparenih elemenata.

Dakle, valencija fosfora u pobuđenom stanju je 5.

U spojevima fosfor obično pokazuje oksidacijsko stanje +5, rjeđe +3, -3.

1. Reakcije s kisikom:

4P 0 + 5O 2
2P 2 +5 O 5

(s nedostatkom kisika: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )

2. S halogenima i sumporom:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5 S P 2 + 5 S 5

(fosforni halidi se lako razgrađuju vodom, npr.

PCl 3 + 3H 2 O  H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O  H 3 PO 4 + 5HCl)

3. S dušičnom kiselinom:

3P 0 + 5HN +5 O 3 + 2H 2 O  3H 3 P +5 O 4 + 5N +2 O

4. S metalima stvara fosfide, u kojima fosfor ima oksidacijsko stanje 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(magnezijev fosfid lako se razgrađuje vodom Mg 3 P 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfin))

3Li + P  Li 3 P -3

5. S alkalijama:

4P + 3NaOH + 3H 2 O  PH 3 + 3NaH 2 PO 2

U reakcijama (1,2,3) - fosfor djeluje kao redukcijsko sredstvo, u reakciji (4) - as oksidans; reakcija (5) - primjer reakcije disproporcionalnost.

Fosfor može biti i redukcijsko i oksidacijsko sredstvo.

Alotropske promjene

U slobodnom stanju, fosfor tvori nekoliko alotropskih modifikacija. To se objašnjava činjenicom da su atomi fosfora sposobni međusobno se povezivati u kristalne rešetke različitih vrsta.
stol 1

Fizikalna svojstva fosfora

Alotropska modifikacija	Gustoća,	t pl,	T bala,	Izgled i karakteristične značajke
Bijela	1,73	44,1	280,5	Bijeli kristalni prah, otrovan, spontano se zapali na zraku. Na 280-300°C pocrveni
Crvena	2,3	590	Sublimira na oko 400°C	Crveni kristalni ili amorfni prah, neotrovan. Pri 220°C i 12  10 8 Pa prelazi u crni fosfor. Svijetli u zraku samo kad se zapali
Crno	2,7	Zagrijavanjem se pretvara u crveni fosfor		Grafitna struktura. U normalnim uvjetima - poluvodič, pod tlakom provodi električnu struju poput metala

B Bijela modifikacija fosfora, koji nastaje kondenzacijom para, ima molekularnu kristalnu rešetku u čijim čvorovima se nalaze molekule P4 (slika 1). Zbog slabosti međumolekularnih sila, bijeli fosfor je hlapljiv, topljiv, može se rezati nožem i otapa se u nepolarnim otapalima, kao što je ugljikov disulfid. Bijeli fosfor je vrlo reaktivna tvar. Snažno reagira s kisikom, halogenima, sumporom i metalima. Oksidaciju fosfora na zraku prati zagrijavanje i žarenje. Stoga se bijeli fosfor skladišti pod vodom s kojom ne reagira. Bijeli fosfor je vrlo otrovan.

Oko 80% ukupne proizvodnje bijelog fosfora odlazi na sintezu čiste ortofosforne kiseline. On se pak koristi za proizvodnju natrijevih polifosfata (koriste se za smanjenje tvrdoće vode za piće) i prehrambenih fosfata. Preostali bijeli fosfor koristi se za stvaranje tvari koje stvaraju dim i zapaljivih smjesa.

Sigurnosne mjere opreza. U proizvodnji fosfora i njegovih spojeva potrebne su posebne mjere opreza, jer bijeli fosfor je jak otrov. Dugotrajni rad u atmosferi bijelog fosfora može dovesti do bolesti kostiju, gubitka zuba i nekroze područja čeljusti. Kada se zapali, bijeli fosfor uzrokuje bolne opekline koje dugo ne zacjeljuju. Bijeli fosfor treba čuvati pod vodom u zatvorenim posudama. Zapaljeni fosfor se gasi ugljičnim dioksidom, otopinom CuSO 4 ili pijeskom. Opečenu kožu treba oprati otopinom Km nO 4 ili CuSO 4 . Protuotrov kod trovanja fosforom je 2% otopina CuSO 4 .

P Tijekom dugotrajnog skladištenja, kao i pri zagrijavanju, bijeli fosfor postaje u crvenoj modifikaciji(prvi put je primljen tek 1847.). Naziv crveni fosfor odnosi se na nekoliko modifikacija koje se razlikuju po gustoći i boji: kreće se od narančaste do tamnocrvene, pa čak i ljubičaste. Sve varijante crvenog fosfora netopljive su u organskim otapalima, au usporedbi s bijelim fosforom manje su reaktivne i imaju polimernu strukturu: to su P4 tetraedri međusobno povezani u beskonačne lance (slika 2).

Crveni fosfor koristi se u metalurgiji, proizvodnji poluvodičkih materijala i žarulja sa žarnom niti, a koristi se i u proizvodnji žigica.

N Najstabilnija modifikacija fosfora je crni fosfor. Dobiva se alotropskom transformacijom bijelog fosfora pri t=220 0 C i povišenom tlaku. Izgledom podsjeća na grafit. Kristalna struktura crnog fosfora je slojevita, sastoji se od valovitih slojeva (slika 3). Crni fosfor je najmanje aktivna modifikacija fosfora. Kada se zagrijava bez pristupa zraku, ona se, poput crvene, pretvara u paru, iz koje se kondenzira u bijeli fosfor.

Fosfor(V) oksid

P2+5O5 Fosforni anhidrid (fosfor (V) oksid)

Bijeli kristali, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 vrije. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Ima nekoliko modifikacija. U pari se sastoji od molekula P 4 H 10 , vrlo je higroskopan (koristi se kao sredstvo za sušenje plinova i tekućina).

Priznanica

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Kemijska svojstva

Sva kemijska svojstva kiselih oksida: reagira s vodom, bazičnim oksidima i alkalijama

1) P 2 O 5 + H 2 O  2 HPO 3 (metafosforna kiselina)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (pirofosforna kiselina)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (ortofosforna kiselina)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

Ovisno o višku lužine, stvara srednje i kisele soli:

natrijev hidrogen fosfat

natrijev dihidrogen fosfat

OKO fosforna kiselina. Poznato je nekoliko kiselina koje sadrže fosfor. Najvažnija od njih je ortofosforna kiselina H 3 PO 4 (slika 5).

Bezvodna ortofosforna kiselina su lagani prozirni kristali koji difundiraju u zraku na sobnoj temperaturi. Talište 42,35 0 C. Fosforna kiselina s vodom stvara otopine bilo koje koncentracije.

Ortofosforna kiselina odgovara sljedećoj strukturnoj formuli:

R
U laboratoriju fosforna kiselina dobiti oksidacija fosfora s 30% dušičnom kiselinom:

4. Reagira s bazama i amonijakom; ako se kiselina uzme u suvišku, tada nastaju kisele soli:

natrijev hidrogen fosfat

natrijev dihidrogen fosfat

5. Reagira sa solima slabih kiselina:

Kada se zagrijava, postupno prelazi u metafosfornu kiselinu:

bifosfor

kiselina

2. Kada se izloži otopini srebrovog (I) nitrata, pojavljuje se žuti talog:

žuta boja

sediment

3. Ortofosforna kiselina ima važnu ulogu u životu životinja i biljaka. Njegovi ostaci su dio adenozin trifosforne kiseline ATP.

Kada se ATP razgrađuje, oslobađa se velika količina energije.

Ortofosfati. Fosforna kiselina tvori tri niza soli. Ako metalne atome označimo slovima Me, onda možemo u općem obliku prikazati sastav njegovih soli (tablica 3).

Tablica 3

Kemijske formule ortofosfata koji sadrže metale

jednovalentan	dvovalentan	trovalentan
	Ortofosfati Ja 3 (PO 4) 2	Ja 3 PO 4
	Vodikovi ortofosfati	Ja 2 (NRO 4) 3
	Dihidrogen ortofosfati Me(H 2 PO 4) 2	Me(H 2 PO 4) 3

Umjesto jednovalentnog metala, sastav molekula ortofosfata može uključivati amonijevu skupinu: (NH 4) 3 PO 4 - amonijev ortofosfat;

(NH 4) 2 HPO 4 - amonijev hidrogenortofosfat; NH 4 H 2 PO 4 – amonijev dihidrogenortofosfat.

Kalcijevi i amonijevi ortofosfati i hidroortofosfati naširoko se koriste kao gnojiva, a natrijev ortofosfat i natrijev hidrogenortofosfat koriste se za taloženje kalcijevih soli iz vode.

Fosfor u ljudskom tijelu

U ljudskom tijelu mase 70 kg. Sadrži oko 780 g fosfora. Fosfor je prisutan u obliku kalcijevih fosfata u ljudskim i životinjskim kostima. Također je dio proteina, fosfolipida i nukleinskih kiselina; Spojevi fosfora sudjeluju u metabolizmu energije (adenzin trifosforna kiselina, ATP). Dnevne potrebe ljudskog organizma za fosforom su 1,2 g. Najviše ga unosimo mlijekom i kruhom (100 g kruha sadrži približno 200 mg fosfora). Fosforom su najbogatiji riba, grah i neke vrste sireva.

Zanimljivo je da je za pravilnu prehranu potrebno održavati ravnotežu između količine unesenog fosfora i kalcija: optimalan omjer ovih elemenata hrane je 1,51. Višak hrane bogate fosforom dovodi do ispiranja kalcija iz kostiju, a s viškom kalcija razvija se urolitijaza.

Šibice

Goruća površina kutije šibica premazana je mješavinom crvenog fosfora i staklenog praha. Sastav glave šibice uključuje oksidirajuća sredstva (PbO 2, KClO 3, BaCrO 4) i redukcijska sredstva (S, Sb 2 S 3). Prilikom trenja od površine za paljenje, smjesa nanesena na šibicu se zapali:

Prve fosforne šibice - s glavom od bijelog fosfora - nastale su tek 1827. Takve šibice su se zapalile trljanjem o bilo koju površinu, što je često dovodilo do požara. Osim toga, bijeli fosfor je vrlo otrovan. Opisani su slučajevi trovanja fosfornim šibicama, kako zbog neopreznog rukovanja, tako i u svrhu samoubojstva: za to je bilo dovoljno pojesti nekoliko glavica šibica. Zato su fosforne šibice zamijenjene sigurnima, koje nam vjerno služe do danas. Industrijska proizvodnja sigurnosnih šibica započela je u Švedskoj 60-ih godina prošlog stoljeća. XIX stoljeće.

Fosforna gnojiva

Mineralna gnojiva izvor su raznih hranjiva za biljke i svojstva tla, prvenstveno dušika, fosfora i kalija, a zatim kalcija, magnezija, sumpora, željeza.

Fosfor je dio mnogih organskih spojeva u biljkama. Ishrana fosforom regulira rast i razvoj biljaka.

Sirovine za proizvodnju fosfatnih gnojiva, fosfora i svih fosfornih spojeva su apatitne i fosfatne rude. Sastav apatita najčešće se izražava formulom Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatit). Fosforiti se od fluorapatita razlikuju po tome što umjesto F - iona sadrže OH - odn
. Fosforiti obično sadrže više nečistoća od fluorapatita.

U predrevolucionarnoj Rusiji bile su poznate i razvijane samo tanke naslage fosforita niske kvalitete. Stoga je događaj od ogromnog nacionalnog gospodarskog značaja bilo otkriće nalazišta apatita na poluotoku Kola u planinama Khibiny 1920-ih. Ovdje je izgrađeno veliko postrojenje za preradu, koje izdvaja iskopanu stijenu u koncentrat s visokim sadržajem fosfora i nečistoća - "nefelinsku jalovinu", koja se koristi za proizvodnju aluminija, sode, potaše i cementa.

U južnom Kazahstanu, u planinama Karatau, otkrivena su moćna nalazišta fosforita.

Najjeftinije fosforno gnojivo je fino mljeveni fosforit - fosfatna stijena. Fosfor se u njemu nalazi u obliku u vodi netopljivog kalcijevog fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Stoga fosforite ne apsorbiraju sve biljke i ne na svim tlima. Većina iskopanih fosfornih ruda prerađuje se kemijskim metodama u tvari dostupne svim biljkama na bilo kojem tlu. Ovo su kalcijevi fosfati topljivi u vodi:

Dvostruki superfosfat(boja i izgled slični jednostavnom superfosfatu - sivi sitnozrnati prah).

Dobiva se djelovanjem fosforne kiseline na prirodni fosfat:

U usporedbi s jednostavnim superfosfatom, ne sadrži CaSO 4 i značajno je koncentrirano gnojivo (sadrži do 50% P 2 O 5).

Talog– sadrži 35-40% P 2 O 5.

Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline otopinom kalcijevog hidroksida:

Koristi se na kiselim tlima.

Ammophos – kompleks gnojivo koje sadrži dušik (do 15% N) i fosfor (do 58% P 2 O 5) u obliku NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4. Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline amonijakom.

Prethodno je više od 100 godina tzv jednostavni superfosfat, koji nastaje djelovanjem sumporne kiseline na prirodni kalcijev fosfat:

U ovom slučaju, relativno manje sumporne kiseline reagira s kalcijevim fosfatom nego kada se iz njega proizvodi fosforna kiselina. Rezultat je smjesa kalcijevog dihidrogenfosfata i kalcijevog sulfata. Ovo je gnojivo s masenim udjelom P 2 O 5 ne većim od 20%. Sada se jednostavni superfosfat proizvodi u relativno malim količinama u prethodno izgrađenim postrojenjima.

Složeni sastav. Sadrži P, Ca, Si, C, Fe i druge elemente

Kompleks

Ammophos

Ammofoska

Nitroamofoska

Zaključak

Vrijednost fosfora

Fosforna kiselina ima veliki značaj kao jedan od najvažnijih sastojaka ishrane bilja. Fosfor biljke koriste za izgradnju svojih najvitalnijih dijelova – sjemenki i plodova.

Derivati ortofosforne kiseline vrlo su potrebni ne samo biljkama, već i životinjama. Kosti, zubi, školjke, kandže, iglice i bodlje većine živih organizama sastoje se uglavnom od kalcijevog ortofosfata. Osim toga, ortofosforna kiselina, tvoreći različite spojeve s organskim tvarima, aktivno sudjeluje u metaboličkim procesima živog organizma s okolinom. Zbog toga se derivati fosfora nalaze u kostima, mozgu, krvi, mišićima i vezivnom tkivu ljudi i životinja. Posebno mnogo ortofosforne kiseline ima u sastavu živčanih (moždanih) stanica, što je omogućilo A.E. Fersman 1, poznati geokemičar, nazvao je fosfor "elementom misli". Smanjenje sadržaja fosfornih spojeva u prehrani ili njihovo uvođenje u neprobavljivom obliku ima vrlo negativan učinak na stanje tijela (bolest životinja s rahitisom, anemijom itd.).

Primjena fosfora

Fosforna kiselina se trenutno koristi prilično široko. Njegov glavni potrošač je proizvodnja fosfatnih i kombiniranih gnojiva. U te svrhe godišnje se u cijelom svijetu iskopa oko 100 milijuna tona rude koja sadrži fosfor.Fosforna gnojiva ne samo da pomažu u povećanju produktivnosti raznih poljoprivrednih usjeva, već i daju biljkama zimsku otpornost i otpornost na druge nepovoljne klimatske uvjete, te stvaraju uvjete za brže sazrijevanje usjeva u područjima s kratkom vegetacijom. Povoljno djeluju i na tlo, pospješuju njegovo strukturiranje, razvoj zemljišnih bakterija, mijenjaju topljivost drugih tvari sadržanih u tlu i potiskuju neke od štetnih organskih tvari koje nastaju.

Prehrambena industrija troši puno ortofosforne kiseline. Činjenica je da je razrijeđena ortofosforna kiselina vrlo ugodnog okusa, a njeni mali dodaci marmeladama, limunadama i sirupima znatno poboljšavaju njihov okus. Ovo svojstvo imaju i neke soli fosforne kiseline. Kalcijev hidrogenfosfat, primjerice, već se dugo nalazi u prašcima za pecivo, poboljšavajući okus peciva i kruha.

Zanimljive su i druge industrijske primjene ortofosforne kiseline. Na primjer, primijećeno je da impregnacija drva samom kiselinom i njezinim solima čini drvo nezapaljivim. Na temelju toga sada se proizvode vatrootporne boje, nezapaljive ploče od fosfornog drva, nezapaljiva fosfatna pjena i drugi građevinski materijali.

Različite soli fosforne kiseline imaju široku primjenu u mnogim industrijama, u građevinarstvu, raznim područjima tehnike, u komunalnom i svakodnevnom životu, za zaštitu od zračenja, za omekšavanje vode, suzbijanje kamenca u kotlu i izradu raznih deterdženata.

Fosforna kiselina, kondenzirane kiseline i dehidrirani fosfati služe kao katalizatori u procesima dehidracije, alkilacije i polimerizacije ugljikovodika.

Organofosforni spojevi zauzimaju posebno mjesto kao ekstraktanti, plastifikatori, maziva, praškasti dodaci i apsorbenti u rashladnim uređajima. Soli kiselih alkil fosfata koriste se kao tenzidi, antifrizi, posebna gnojiva, lateks antikoagulansi, itd. Kiseli alkil fosfati se koriste za ekstrakcijsku obradu tekućina uranove rude.

Popis korištene literature:

F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. KEMIJA. Udžbenik za 9. razred općeobrazovnih ustanova. – M., 5. izdanje, PROSVJETENJE, 1997.
KEMIJA. Referentni materijali. Uredio Yu.D. Tretyakov, - M., OBRAZOVANJE, 1984.
KEMIJA. Priručnik za školarce, - M., 1995.
KEMIJA. Enciklopedija za djecu. Svezak 17, AVANTA, 2000.
Weser W.-J., Fosfor i njegovi spojevi, prev. s engleskog, - M., 1963.
Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Aleksandar Evgenijevič, sovjetski geokemičar i mineralog, akademik Akademije nauka SSSR-a (1919.). Učenik V. I. Vernadskog.

fosfor (P)- zbog visoke aktivnosti u slobodnom stanju ne javlja se u prirodi.

Elektronička konfiguracija 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3

Fosfor je nemetal (ono što se prije nazivalo metaloidom) srednje aktivnosti. Vanjska orbita atoma fosfora sadrži pet elektrona, od kojih su tri nesparena. Stoga može pokazivati valencije 3-, 3+ i 5+.

Da bi fosfor pokazao valenciju 5+, potreban je neki učinak na atom, koji bi dva uparena elektrona zadnje orbite pretvorio u nesparena.

Fosfor se često naziva višestrukim elementom. Doista, pod različitim uvjetima ponaša se drugačije, pokazujući ili oksidativna ili redukcijska svojstva. Svestranost fosfora također uključuje njegovu sposobnost postojanja u nekoliko alotropskih modifikacija.

Rasprostranjenost u prirodi

Fosfor je široko rasprostranjen u prirodi i čini 0,12% zemljine kore. Dio je proteina biljnog i životinjskog podrijetla. Ljudski kostur sadrži približno 1400 g fosfora, mišići - 130 g, mozak i živci - 12 g. Fosfor čini značajan udio u kemijskom sastavu biljaka i stoga je važno gnojivo. Glavne sirovine za proizvodnju gnojiva su apatit CaF 2 Ch3Ca 3 (PO 4) 2 i fosforiti, čija je osnova kalcijev fosfat Ca 3 (PO 4) 2. Elementarni fosfor se dobiva elektrotermalnom redukcijom na 1400-1600°C iz fosforita i apatita u prisutnosti SiO 2. Apatit se vadi u Rusiji, Brazilu, Finskoj i Švedskoj. Glavni izvor fosfora je fosfatna ruda koja se u velikim količinama vadi u SAD-u, Maroku, Tunisu, Alžiru, Egiptu i Izraelu. Guano, još jedan izvor fosfora, vadi se na Filipinima, Sejšelima, Keniji i Namibiji.

Najvažnije alotropske modifikacije

Bijeli fosfor. Možda najpoznatija modifikacija elementa br. 15 je meki, voštani, bijeli ili žuti fosfor. Brand ga je otkrio, a zahvaljujući svojim svojstvima element je dobio svoje ime: na grčkom "fosfor" znači blistav, svjetleći. Molekula bijelog fosfora sastoji se od četiri atoma raspoređena u obliku tetraedra. Gustoća 1,83, talište 44,1°C, vrelište 280°C, Bijeli fosfor je otrovan, izrazito reaktivan i lako oksidira. Topljiv u ugljikovom disulfidu, tekućem amonijaku i SO 2, benzenu, eteru, hlapljiv. Ima oštar miris češnjaka. Gotovo netopljiv u vodi. Svijetli u mraku.

Crveni fosfor. Zagrijavanjem bez pristupa zraka iznad 250°C bijeli fosfor prelazi u crveni. Ovo je već polimer, ali ne baš uređena struktura. Reaktivnost crvenog fosfora znatno je manja od one bijelog. Ne svijetli u mraku i ne otapa se u ugljikovom disulfidu. (Uvijek sadrži male količine bijelog fosfora, zbog čega može biti otrovan.). Gustoća mu je mnogo veća, struktura mu je finokristalna. Bez mirisa, crveno-smeđe boje. Atomska kristalna rešetka je vrlo složena, obično amorfna. Netopljiv u vodi i organskim otapalima. Stabilan. Fizikalna svojstva ovise o načinu pripreme.

Crni fosfor- polimerna tvar s metalnim sjajem, slična grafitu, bez mirisa, masna na dodir. Netopljiv u vodi i organskim otapalima. Atomska kristalna rešetka, poluvodič. t°vrelišta= 453°S (sublimacija), t°taljenja= 1000°C (pri p=1,8 * 10 9 Pa), stabilan.

Manje su poznate druge, još više molekularne modifikacije fosfora - ljubičasta i smeđa, koje se međusobno razlikuju po molekularnoj težini i stupnju uređenosti makromolekula. Ove modifikacije su laboratorijske egzotike i, za razliku od bijelog i crvenog fosfora, još nisu pronašle praktičnu primjenu.

Popularno u kategoriji: