domov › praznjenje › Kje je fosfor v naravi? Fosfor in njegove spojine – Hipermarket znanja

Kje je fosfor v naravi? Fosfor in njegove spojine – Hipermarket znanja

>> Kemija: Fosfor in njegove spojine

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

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

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

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

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

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

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

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

4P + 502 = 2P205

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

Fosfor ne reagira neposredno z vodikom, fosfin PH3 lahko pridobimo posredno, na primer iz fosfidov:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

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

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

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

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

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

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

V naravi se fosfor ne pojavlja v prosti obliki – le v obliki spojin. Najpomembnejši naravni fosforjevi spojini sta minerala fosforiti in apatiti. Njihovo večino predstavlja kalcijev fosfat Ca3(P04)2, iz katerega industrijsko pridobivajo fosfor.

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

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

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

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

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

1. Alotropija fosforja: beli fosfor, rdeči fosfor.

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

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

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

5. Uporaba fosforja in njegovih spojin.

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

Napišite reakcijske enačbe, s katerimi lahko izvedete naslednje transformacije:

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

Vsebina lekcije zapiski lekcije podporni okvir predstavitev lekcije metode pospeševanja interaktivne tehnologije Vadite naloge in vaje samotestiranje delavnice, treningi, primeri, questi domače naloge diskusija vprašanja retorična vprašanja študentov Ilustracije avdio, video posnetki in multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, diagrami, humor, anekdote, šale, stripi, prispodobe, izreki, križanke, citati Dodatki izvlečkičlanki triki za radovedneže jaslice učbeniki osnovni in dodatni slovar pojmov drugo Izboljšanje učbenikov in poukapopravljanje napak v učbeniku posodobitev odlomka v učbeniku, elementi inovativnosti pri pouku, nadomeščanje zastarelega znanja z novim Samo za učitelje popolne lekcije koledarski načrt za leto, metodološka priporočila, programi razprav Integrirane lekcije

Fosfor in njegove spojine

Uvod

Poglavje I. Fosfor kot element in kot preprosta snov

1.1. Fosfor v naravi

1.2. Fizične lastnosti

1.3. Kemijske lastnosti

1.4. potrdilo o prejemu

1.5. Aplikacija

Poglavje II. Fosforjeve spojine

2.1. Oksidi

2.2. Kisline in njihove soli

2.3. fosfin

Poglavje III. Fosforna gnojila

Zaključek

Bibliografija

Uvod

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

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

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

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

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

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

Odsek jaz Fosfor kot element in kot enostavna snov

1.1 Fosfor v naravi

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

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

Fosfor najdemo tudi v rastlinah.

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

1.2 Fizikalne lastnosti

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

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

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

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

Beli fosfor je strupen in povzroča težko zacelljive opekline.

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

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

Rdeči in črni fosfor imata atomsko kristalno mrežo.

1.3 Kemijske lastnosti

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

Reakcije z belim fosforjem so lažje kot z rdečim fosforjem.

I. Interakcija z enostavnimi snovmi.

1. Medsebojno delovanje s halogeni:

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

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

2. Interakcija z nekovinami:

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

3. Medsebojno delovanje s kovinami:

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

4. Medsebojno delovanje s kisikom:

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

II. Interakcija s kompleksnimi snovmi.

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

1.4 Prejem

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

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

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

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

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

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

1.5 Uporaba

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

KCl+.

Nastali kisik pomaga vžgati glavo vžigalice.

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

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

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

Odsek II . Fosforjeve spojine

2.1 Oksidi

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

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

Ko se raztopi v hladni vodi, tvori fosforjevo kislino:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2.2 Kisline in njihove soli

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

Strukturna formula:

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

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

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

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

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

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

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

Uvod

Poglavje I. Fosfor kot element in kot preprosta snov

1.1. Fosfor v naravi

1.2. Fizične lastnosti

1.3. Kemijske lastnosti

1.4. potrdilo o prejemu

1.5. Aplikacija

Poglavje II. Fosforjeve spojine

2.1. Oksidi

2.2. Kisline in njihove soli

2.3. fosfin

Poglavje III. Fosforna gnojila

Zaključek

Bibliografija

Uvod

1s22s22p63s23p33d0

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

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

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

OdsekjazFosfor kot element in kot enostavna snov

Fosfor v naravi

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

Fosfor najdemo tudi v rastlinah.

Naravni fosfor je sestavljen samo iz enega stabilnega izotopa, 31P. Danes je znanih šest radioaktivnih izotopov fosforja.

Fizične lastnosti

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

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

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

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

Beli fosfor je strupen in povzroča težko zacelljive opekline.

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

Črni fosfor je po videzu podoben grafitu, masten na dotik in ima polprevodniške lastnosti. Gostota 2,7 g/cm3.

Rdeči in črni fosfor imata atomsko kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

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

Reakcije z belim fosforjem so lažje kot z rdečim fosforjem.

I. Interakcija z enostavnimi snovmi.

Interakcija s halogeni:

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

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

Interakcija z nekovinami:

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

Medsebojno delovanje s kovinami:

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

Interakcija s kisikom:

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

II. Interakcija s kompleksnimi snovmi.

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

potrdilo o prejemu

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

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

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

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

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

Aplikacija

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

KClO3 KCl+.

Nastali kisik pomaga vžgati glavo vžigalice.

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

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

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

OdsekII. Fosforjeve spojine

2.1 Oksidi

Fosfor tvori več oksidov. Najpomembnejša med njimi sta fosforjev oksid (V) P4O10 in fosforjev oksid (III) P4O6. Pogosto so njihove formule zapisane v poenostavljeni obliki - P2O5 in P2O3. Struktura teh oksidov ohranja tetraedrično razporeditev fosforjevih atomov.

Fosforjev (III) oksid P4O6 je voskasta kristalinična masa, ki se pri 22,5°C tali in spremeni v brezbarvno tekočino. Strupeno.

Ko se raztopi v hladni vodi, tvori fosforjevo kislino:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

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

Močno redukcijsko sredstvo. Pri interakciji s kisikom se oksidira v P4O10.

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

Fosforjev (V) oksid P4O10 je bel kristalinični prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima več modifikacij, od katerih ima ena (tako imenovana hlapna) sestavo P4O10. Kristalna mreža te modifikacije je sestavljena iz molekul P4O10, ki so med seboj povezane s šibkimi medmolekulskimi silami, ki se pri segrevanju zlahka zlomijo. Od tod nestanovitnost te sorte. Druge modifikacije so polimerne. Tvorijo jih neskončne plasti tetraedrov PO4.

Pri interakciji P4O10 z vodo nastane fosforna kislina:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Ker je kisli oksid, P4O10 reagira z bazičnimi oksidi in hidroksidi.

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

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

2.2 Kisline in njihove soli

a) Fosforjeva kislina H3PO3. Brezvodna fosforjeva kislina H3PO3 tvori kristale z gostoto 1,65 g/cm3, ki se talijo pri 74°C.

Strukturna formula:

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

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Soli fosforjeve kisline - fosfiti. Na primer K3PO3 (kalijev fosfit) ali Mg3(PO3)2 (magnezijev fosfit).

Fosforjevo kislino H3PO3 dobimo z raztapljanjem fosforjevega (III) oksida v vodi ali hidrolizo fosforjevega (III) klorida PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Fosforjeva kislina (ortofosforna kislina) H3PO4.

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

Fosforjeva kislina ima naslednjo strukturno formulo:

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

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

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

V industriji fosforno kislino proizvajajo na dva načina: ekstrakcijo in termično. Metoda ekstrakcije temelji na obdelavi zdrobljenih naravnih fosfatov z žveplovo kislino:

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

Fosforno kislino nato filtriramo in koncentriramo z uparjenjem.

Termična metoda je sestavljena iz redukcije naravnih fosfatov v prosti fosfor, čemur sledi sežiganje do P4O10 in raztapljanje slednjega v vodi. Za fosforno kislino, proizvedeno po tej metodi, je značilna večja čistost in povečana koncentracija (do 80 mas. %).

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

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

H3PO4 H+ + (dihidrogenfosfatni ion);

H+ + (vodikov fosfatni ion);

H+ + (fosfatni ion).

Skupna ionska enačba za disociacijo fosforne kisline:

H3PO4 3H+ + .

Fosforjeva kislina tvori tri vrste soli:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisubstituirani ali fosfati;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disubstituirani ali hidrofosfati;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosubstituirani ali dihidrogenfosfati.

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

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

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

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

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

c) Fosforjeva kislina (hipofosforna kislina) H4P2O6.

H4P2O6 je tetrabazična kislina srednje jakosti. Med skladiščenjem hipofosforna kislina postopoma razpade. Ko se njegove raztopine segrejejo, se spremeni v H3PO4 in H3PO3.

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

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

Hipofosfiti - soli hipofosforne kisline - so običajno dobro topni v vodi.

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

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

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

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

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

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - spojina fosforja z vodikom - brezbarven plin z ostrim, neprijetnim vonjem po česnu, dobro topen v vodi (kemično ne reagira z njo) in je zelo strupen. Na zraku se čisti in suhi fosfin vname pri segrevanju nad 100-140 °C. Če fosfin vsebuje primesi difosfina P2H4, se na zraku spontano vname.

Pri interakciji z nekaterimi močnimi kislinami fosfin tvori fosfonijeve soli, na primer:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfonijev klorid).

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

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

Fosfin lahko dobimo z reakcijo fosfidov z vodo:

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

In še zadnja stvar. Pri interakciji fosforja s kovinami nastanejo soli - fosfidi. Na primer Ca3P2 (kalcijev fosfid), Mg3P2 (magnezijev fosfid).

Poglavje III Fosforjeva gnojila

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

P (živi organizmi) P (zemlja).

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

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

Kako se fosfatna gnojila proizvajajo v industriji? Naravni fosfati se ne raztopijo v vodi in so slabo topni v raztopinah tal in jih rastline slabo absorbirajo. Predelava naravnih fosfatov v vodotopne spojine je naloga kemične industrije. Vsebnost hranilnega elementa fosforja v gnojilu ocenjujemo z vsebnostjo fosforjevega oksida (V) P2O5.

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

1. Fosforitna moka - fin bel prah. Vsebuje 18-26 % P2O5.

Pridobiva se z mletjem fosforitov Ca3(PO4)2.

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

2. Preprost superfosfat - siv drobnozrnat prah. Vsebuje do 20 % P2O5.

Pridobiva se z reakcijo naravnega fosfata z žveplovo kislino:

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

superfosfat

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

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

Pridobiva se z delovanjem na naravni fosfat s fosforno kislino:

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

V primerjavi z enostavnim superfosfatom ne vsebuje CaSO4 in je veliko bolj koncentrirano gnojilo (vsebuje do 50 % P2O5).

4. Oborina – vsebuje 35-40 % P2O5.

Pridobljeno z nevtralizacijo fosforne kisline z raztopino kalcijevega hidroksida:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 · 2H2O.

Uporablja se na kislih tleh.

5. Kostna moka. Pridobiva se s predelavo kosti domačih živali in vsebuje Ca3(PO4)2.

6. Amofos je kompleksno gnojilo, ki vsebuje dušik (do 15 % K) in fosfor (do 58 % P2O5) v obliki NH4H2PO4 in (NH4)2HPO4. Pridobiva se z nevtralizacijo fosforne kisline z amoniakom.

Zaključek

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

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

Bibliografija:

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

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

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

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

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

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

Podobni izvlečki:

Arzen (lat. Arsenicum), As, kemični element V. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 33, atomska masa 74,9216; jekleno sivi kristali. Element je sestavljen iz enega stabilnega izotopa

Oddelek za kemijo Surgutske državne univerze POVZETEK

načrt:

Uvod………………………………………………………………………………………….	3
Zgodovina razvoja fosforja…………………………………………………………...	3
Naravne spojine in proizvodnja fosforja……………………………………...	4
Kemijske lastnosti…………………………………………………………………	4
Alotropske spremembe…………………………………………………………...	5
a) bela …………………………………………………………………………………………..	6
b) rdeča……………………………………………………………………………………..	7
c) črna ………………………………………………………………………………………….	7
Fosforjevi oksidi……………………………………………………………………………………………	7
Ortofosforna kislina……………………………………………………………...	9
Ortofosfati…………………………………………………………………………………….	11
Fosfor v človeškem telesu………………………………………………………..	11
Tekme………………………………………………………………………………….	12
Fosforjeva gnojila………………………………………………………………..	12
Zaključek…………………………………………………………………………….	14
1. Vrednost fosforja……………………………………………………………..	14
2. Uporaba fosforja…………………………………………………………………………………	15
Bibliografija………………………………………………...	17

Uvod

Peta skupina periodnega sistema vključuje dva značilna elementa - dušik in fosfor - ter podskupini arzena in vanadija. Med prvim in drugim tipičnim elementom je bistvena razlika v lastnostih.

V stanju enostavnih snovi je dušik plin, fosfor pa trdna snov. Ti dve snovi sta imeli širok spekter uporabe, čeprav je bil dušik, ko je bil prvič izoliran iz zraka, veljal za škodljiv plin, s prodajo fosforja pa je bilo mogoče zaslužiti veliko denarja (fosfor je bil cenjen zaradi svoje sposobnosti žarenja Mrak).

Zgodovina odkritja fosforja

Ironično je, da so fosfor odkrili že večkrat. In vsakič, ko smo ga dobili iz... urina. Obstajajo sklicevanja na dejstvo, da je arabski alkimist Alhild Behil (12. stoletje) odkril fosfor z destilacijo urina, pomešanega z glino, apnom in premogom. Vendar pa se šteje, da je datum odkritja fosforja 1669. Hamburški amaterski alkimist Henning Brand, propadli trgovec, ki je sanjal o izboljšanju svojih poslov s pomočjo alkimije, je predeloval najrazličnejše izdelke. Brand se je začel zanimati za človeški urin, ko je teoretiziral, da bi fiziološki izdelki lahko vsebovali "prvotno snov", za katero verjamejo, da je osnova filozofskega kamna.

Zbral je približno tono urina iz vojašnic in ga izparil, da je nastala sirupasta tekočina. To tekočino je ponovno destiliral in dobil težko rdeče "urinsko olje", ki je bilo destilirano, da je nastal trden ostanek. Med segrevanjem slednjega je brez dostopa zraka opazil nastanek belega dima, ki se je usedal na stene posode in močno svetil v temi. Brand je snov, ki jo je pridobil, poimenoval fosfor, kar v prevodu iz grščine pomeni »prinašalec svetlobe«.

Več let je bil "recept za pripravo" fosforja v najstrožji tajnosti in je bil znan le redkim alkimistom. Fosfor je leta 1680 tretjič odkril R. Boyle.

V nekoliko spremenjeni obliki so starodavni način pridobivanja fosforja uporabljali tudi v 18. stoletju: mešanico urina s svinčevim oksidom (PbO), kuhinjsko soljo (NaCl), pepeliko (K 2 CO 3 ) in premog (C). ogrevan. Šele leta 1777 je K. V. Scheele razvil metodo za pridobivanje fosforja iz rogov in kosti živali.

Naravne spojine in proizvodnja fosforja

Po številčnosti v zemeljski skorji je fosfor pred dušikom, žveplom in klorom. Za razliko od dušika se fosfor zaradi visoke kemijske aktivnosti v naravi pojavlja le v obliki spojin. Najpomembnejša fosforjeva minerala sta apatit Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, redkeje klor in hidroksilna skupina) in fosforit, katerega osnova je Ca 3 (PO 4) 2. Največje nahajališče apatita se nahaja na polotoku Kola, v regiji Khibiny Mountains. Nahajališča fosforita se nahajajo v gorovju Karatau, v regijah Moskve, Kaluge, Bryansk in drugih krajih. Fosfor je del nekaterih beljakovinskih snovi, ki jih vsebujejo generativni organi rastlin, živčna in kostna tkiva živali in ljudi. Možganske celice so še posebej bogate s fosforjem.

Danes se fosfor proizvaja v električnih pečeh z redukcijo apatita s premogom v prisotnosti kremena:

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

Fosforjeva para je pri tej temperaturi skoraj v celoti sestavljena iz molekul P2, ki se ob ohlajanju kondenzirajo v molekule P4.

Kemijske lastnosti

Elektronska konfiguracija fosforjevega atoma

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

Zunanja elektronska plast vsebuje 5 elektronov. Prisotnost treh neparnih elektronov na zunanji energijski ravni pojasnjuje, da je v normalnem, nevzbujenem stanju valenca fosforja 3.

Toda na tretji energijski ravni so prazne celice d-orbital, zato se bodo ob prehodu v vzbujeno stanje 3S elektroni ločili in premaknili na podnivo d, kar vodi do nastanka 5 neparnih elementov.

Tako je valenca fosforja v vzbujenem stanju 5.

V spojinah ima fosfor običajno oksidacijsko stanje +5, manj pogosto +3, -3.

1. Reakcije s kisikom:

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

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

2. S halogeni in žveplom:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(fosforjeve halogenide zlahka razgradi voda, npr.

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

3. Z dušikovo kislino:

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

4. Tvori fosfide s kovinami, v katerih ima fosfor oksidacijsko stanje 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(magnezijev fosfid se zlahka razgradi z vodo Mg 3 p 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfin))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Z alkalijo:

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

V reakcijah (1,2,3) - fosfor deluje kot redukcijsko sredstvo, v reakciji (4) - kot oksidant; reakcija (5) - primer reakcije nesorazmernost.

Fosfor je lahko tako redukcijsko kot oksidacijsko sredstvo.

Alotropske spremembe

V prostem stanju fosfor tvori več alotropskih modifikacij. To je razloženo z dejstvom, da so atomi fosforja sposobni medsebojnega povezovanja v kristalne mreže različnih vrst.
Tabela 1

Fizikalne lastnosti fosforja

Alotropna modifikacija	gostota,	t pl,	T bale,	Videz in značilne lastnosti
Bela	1,73	44,1	280,5	Bel kristaliničen prah, strupen, samovnetljiv na zraku. Pri 280-300°C pordeči
rdeča	2,3	590	Sublimira pri približno 400°C	Rdeč kristalinični ali amorfni prah, nestrupen. Pri 220°C in 12  10 8 Pa se spremeni v črni fosfor. V zraku zasveti le ob vžigu
Črna	2,7	Pri segrevanju se spremeni v rdeči fosfor		Grafitu podobna struktura. V normalnih pogojih - polprevodnik, pod pritiskom prevaja električni tok kot kovina

B Bela modifikacija fosforja, ki nastane zaradi kondenzacije hlapov, ima molekularno kristalno mrežo, v vozliščih katere se nahajajo molekule P4 (slika 1). Zaradi šibkosti medmolekularnih sil je beli fosfor hlapen, taljiv, lahko ga režemo z nožem in se topi v nepolarnih topilih, kot je ogljikov disulfid. Beli fosfor je zelo reaktivna snov. Močno reagira s kisikom, halogeni, žveplom in kovinami. Oksidacijo fosforja v zraku spremlja segrevanje in žarenje. Zato je beli fosfor shranjen pod vodo, s katero ne reagira. Beli fosfor je zelo strupen.

Približno 80% celotne proizvodnje belega fosforja gre za sintezo čiste ortofosforne kisline. Uporablja se za proizvodnjo natrijevih polifosfatov (uporabljajo se za zmanjšanje trdote pitne vode) in živilskih fosfatov. Preostali beli fosfor se uporablja za ustvarjanje snovi, ki tvorijo dim, in zažigalnih mešanic.

Varnostni ukrepi. Pri proizvodnji fosforja in njegovih spojin so potrebni posebni previdnostni ukrepi, ker beli fosfor je močan strup. Dolgotrajno delo v atmosferi belega fosforja lahko privede do bolezni kosti, izgube zob in nekroze predelov čeljusti. Beli fosfor ob vžigu povzroči boleče opekline, ki se dolgo ne zacelijo. Beli fosfor je treba hraniti pod vodo v zaprtih posodah. Goreči fosfor gasimo z ogljikovim dioksidom, raztopino CuSO 4 ali peskom. Opečeno kožo speremo z raztopino Km nO 4 ali CuSO 4 . Protistrup za zastrupitev s fosforjem je 2% raztopina CuSO 4.

p Pri dolgotrajnem skladiščenju, pa tudi pri segrevanju, postane beli fosfor v rdeči modifikaciji(prvič je bil prejet šele leta 1847). Ime rdeči fosfor se nanaša na več modifikacij, ki se razlikujejo po gostoti in barvi: sega od oranžne do temno rdeče in celo vijolične. Vse različice rdečega fosforja so netopne v organskih topilih, v primerjavi z belim fosforjem pa so manj reaktivne in imajo polimerno strukturo: to so tetraedri P4, ki so med seboj povezani v neskončne verige (slika 2).

Rdeči fosfor se uporablja v metalurgiji, proizvodnji polprevodniških materialov in žarnic z žarilno nitko ter v proizvodnji vžigalic.

n Najbolj stabilna modifikacija fosforja je črni fosfor. Pridobivamo ga z alotropno transformacijo belega fosforja pri t=220 0 C in povišanem tlaku. Po videzu spominja na grafit. Kristalna struktura črnega fosforja je plastna, sestavljena iz valovitih plasti (slika 3). Črni fosfor je najmanj aktivna modifikacija fosforja. Pri segrevanju brez dostopa do zraka se, tako kot rdeče, spremeni v paro, iz katere kondenzira v beli fosfor.

Fosforjev(V) oksid

P2+5O5 Fosforjev anhidrid (fosforjev (V) oksid)

Beli kristali, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 vrenja. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm3. Ima več modifikacij. V pari je sestavljen iz molekul P 4 H 10, je zelo higroskopičen (uporablja se kot sušilno sredstvo za pline in tekočine).

potrdilo o prejemu

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Kemijske lastnosti

Vse kemijske lastnosti kislih oksidov: reagira z vodo, bazičnimi oksidi in alkalijami

1) p 2 O 5 + H 2 O  2 HPO 3 (metafosforna kislina)

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

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

2) p 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

Odvisno od presežka alkalij tvori srednje in kisle soli:

natrijev hidrogenfosfat

natrijev dihidrogenfosfat

O fosforna kislina. Znanih je več kislin, ki vsebujejo fosfor. Najpomembnejša med njimi je ortofosforna kislina H 3 PO 4 (slika 5).

Brezvodna ortofosforna kislina so lahki prozorni kristali, ki difundirajo v zraku pri sobni temperaturi. Tališče 42,35 0 C. Fosforjeva kislina tvori z vodo raztopine poljubne koncentracije.

Ortofosforna kislina ustreza naslednji strukturni formuli:

R
V laboratoriju fosforna kislina dobiti oksidacija fosforja s 30% dušikovo kislino:

4. Reagira z bazami in amoniakom; če se kislina vzame v presežku, nastanejo kislinske soli:

natrijev hidrogenfosfat

natrijev dihidrogenfosfat

5. Reagira s solmi šibkih kislin:

Pri segrevanju se postopoma spremeni v metafosforno kislino:

bifosfor

kislina

2. Pri izpostavitvi raztopini srebrovega (I) nitrata se pojavi rumena oborina:

rumena

usedlina

3. Ortofosforna kislina ima pomembno vlogo v življenju živali in rastlin. Njegovi ostanki so del ATP adenozin trifosforne kisline.

Ko ATP razpade, se sprosti velika količina energije.

Ortofosfati. Fosforjeva kislina tvori tri vrste soli. Če kovinske atome označimo s črkami Me, potem lahko na splošno prikažemo sestavo njegovih soli (tabela 3).

Tabela 3

Kemijske formule ortofosfatov, ki vsebujejo kovine

monovalenten	dvovalenten	trivalentno
	Ortofosfati Jaz 3 (PO 4) 2	Jaz 3 PO 4
	Vodikovi ortofosfati	Jaz 2 (NRO 4) 3
	Dihidrogen ortofosfati Me(H 2 PO 4) 2	Me (H 2 PO 4) 3

Namesto monovalentne kovine lahko sestava molekul ortofosfata vključuje amonijevo skupino: (NH 4) 3 PO 4 - amonijev ortofosfat;

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

Kalcijevi in amonijevi ortofosfati in hidroortofosfati se pogosto uporabljajo kot gnojila, natrijev ortofosfat in natrijev hidrogenortofosfat pa se uporabljata za obarjanje kalcijevih soli iz vode.

Fosfor v človeškem telesu

V človeškem telesu, ki tehta 70 kg. Vsebuje približno 780 g fosforja. Fosfor je v obliki kalcijevih fosfatov prisoten v človeških in živalskih kosteh. Je tudi del beljakovin, fosfolipidov in nukleinskih kislin; Fosforjeve spojine sodelujejo pri energetski presnovi (adenzin trifosforna kislina, ATP). Dnevna potreba človeškega telesa po fosforju je 1,2 g, največ pa ga zaužijemo z mlekom in kruhom (v 100 g kruha je približno 200 mg fosforja). S fosforjem so najbolj bogate ribe, fižol in nekatere vrste sirov.

Zanimivo je, da je za pravilno prehrano potrebno vzdrževati ravnovesje med količino zaužitega fosforja in kalcija: optimalno razmerje v teh elementih hrane je 1,51. Presežek hrane, bogate s fosforjem, vodi do izpiranja kalcija iz kosti, s presežkom kalcija pa se razvije urolitiaza.

Tekme

Goreča površina škatlice za vžigalice je prevlečena z mešanico rdečega fosforja in steklenega prahu. Sestava glave vžigalice vključuje oksidante (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) in reducente (S, Sb 2 S 3). Pri trenju z vžigalne površine se mešanica, ki se nanese na vžigalico, vžge:

Prve fosforne vžigalice - z glavo iz belega fosforja - so nastale šele leta 1827. Takšne vžigalice so se vžgale ob drgnjenju ob katero koli površino, kar je pogosto vodilo do požarov. Poleg tega je beli fosfor zelo strupen. Opisani so primeri zastrupitve s fosfornimi vžigalicami, tako zaradi neprevidnega ravnanja kot zaradi samomora: za to je bilo dovolj pojesti nekaj glav vžigalic. Zato so fosforne vžigalice zamenjale varne, ki nam zvesto služijo še danes. Industrijska proizvodnja varnostnih vžigalic se je začela na Švedskem v 60. letih. XIX stoletje.

Fosforna gnojila

Mineralna gnojila so vir različnih hranil za rastline in lastnosti tal, predvsem dušika, fosforja in kalija, nato pa kalcija, magnezija, žvepla, železa.

Fosfor je del mnogih organskih spojin v rastlinah. Prehrana s fosforjem uravnava rast in razvoj rastlin.

Surovine za proizvodnjo fosfatnih gnojil, fosforja in vseh fosforjevih spojin so apatitne in fosfatne rude. Sestavo apatitov največkrat izražamo s formulo Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatit). Fosforiti se od fluorapatitov razlikujejo po tem, da namesto F – ionov vsebujejo OH – oz
. Fosforiti običajno vsebujejo več nečistoč kot fluorapatit.

V predrevolucionarni Rusiji so poznali in razvijali le tanka nahajališča nizkokakovostnih fosforitov. Zato je bilo odkritje nahajališča apatita na polotoku Kola v gorovju Khibiny v dvajsetih letih 20. stoletja dogodek ogromnega nacionalnega gospodarskega pomena. Tu je zgrajen velik predelovalni obrat, ki izkopano kamnino loči v koncentrat z visoko vsebnostjo fosforja in nečistoč - "nefelinska jalovina", ki se uporablja za proizvodnjo aluminija, sode, pepelike in cementa.

Močna nahajališča fosforitov so odkrili v južnem Kazahstanu, v gorovju Karatau.

Najcenejše fosforno gnojilo je fino mlet fosforit - fosfatna kamnina. Fosfor je v njem v obliki v vodi netopnega kalcijevega fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Zato fosforitov ne absorbirajo vse rastline in ne vsa tla. Večji del izkopanih fosforjevih rud se s kemičnimi metodami predela v snovi, ki so na voljo vsem rastlinam na kateri koli zemlji. To so vodotopni kalcijevi fosfati:

Dvojni superfosfat(barva in videz podoben preprostemu superfosfatu - siv drobnozrnat prah).

Pridobiva se z delovanjem na naravni fosfat s fosforno kislino:

V primerjavi s preprostim superfosfatom ne vsebuje CaSO 4 in je močno koncentrirano gnojilo (vsebuje do 50% P 2 O 5).

oborina– vsebuje 35-40 % P 2 O 5.

Pridobljeno z nevtralizacijo fosforne kisline z raztopino kalcijevega hidroksida:

Uporablja se na kislih tleh.

Amofos – kompleksen gnojilo, ki vsebuje dušik (do 15% N) in fosfor (do 58% P 2 O 5) v obliki NH 4 H 2 PO 4 in (NH 4) 2 HPO 4. Pridobiva se z nevtralizacijo fosforne kisline z amoniakom.

Prej, več kot 100 let, t.i preprost superfosfat, ki nastane z delovanjem žveplove kisline na naravni kalcijev fosfat:

V tem primeru relativno manj žveplove kisline reagira s kalcijevim fosfatom kot pri proizvodnji fosforne kisline iz njega. Rezultat je mešanica kalcijevega dihidrogenfosfata in kalcijevega sulfata. To je gnojilo z masnim deležem P 2 O 5, ki ni višji od 20%. Zdaj se preprost superfosfat proizvaja v relativno majhnem obsegu v prej zgrajenih obratih.

Kompleksna sestava. Vsebuje P, Ca, Si, C, Fe in druge elemente

Kompleksno

Amofos

amofoska

Nitroamofoska

Zaključek

Vrednost fosforja

Fosforjeva kislina je zelo pomembna kot ena najpomembnejših sestavin prehrane rastlin. Fosfor rastline uporabljajo za izgradnjo svojih najbolj vitalnih delov – semen in plodov.

Derivati ortofosforne kisline so zelo potrebni ne le za rastline, ampak tudi za živali. Kosti, zobje, lupine, kremplji, igle in bodice v večini živih organizmov so sestavljeni predvsem iz kalcijevega ortofosfata. Poleg tega ortofosforna kislina, ki tvori različne spojine z organskimi snovmi, aktivno sodeluje v presnovnih procesih živega organizma z okoljem. Posledično se derivati fosforja nahajajo v kosteh, možganih, krvi, mišicah in vezivnih tkivih ljudi in živali. Še posebej veliko ortofosforne kisline je v sestavi živčnih (možganskih) celic, kar je omogočilo A.E. Fersman 1, slavni geokemik, je fosfor imenoval »element misli«. Zmanjšanje vsebnosti fosforjevih spojin v prehrani ali njihov vnos v neprebavljivi obliki zelo negativno vpliva na stanje telesa (bolezen živali z rahitisom, anemijo itd.).

Uporaba fosforja

Fosforjeva kislina se trenutno uporablja precej široko. Njegov glavni porabnik je proizvodnja fosfatnih in kombiniranih gnojil. Za te namene se letno po vsem svetu izkoplje približno 100 milijonov ton fosforne rude.Fosforjeva gnojila ne le pomagajo povečati produktivnost različnih kmetijskih pridelkov, temveč tudi dajejo rastlinam zimsko odpornost in odpornost na druge neugodne podnebne razmere ter ustvarjajo pogoje za hitrejše zorenje pridelkov na območjih s kratko rastno dobo. Blagodejno delujejo tudi na tla, saj pospešujejo njihovo strukturiranje, razvoj talnih bakterij, spreminjajo topnost drugih snovi v tleh in zavirajo nekatere škodljive organske snovi, ki pri tem nastanejo.

Živilska industrija porabi veliko ortofosforne kisline. Dejstvo je, da je razredčena ortofosforna kislina zelo prijetnega okusa in njeni majhni dodatki v marmelade, limonade in sirupe bistveno izboljšajo njihov okus. To lastnost imajo tudi nekatere soli fosforne kisline. Kalcijev hidrogenfosfat, na primer, že dolgo vključuje v pecilne praške, ki izboljšujejo okus žemljic in kruha.

Zanimive so tudi druge industrijske uporabe ortofosforne kisline. Na primer, opazili so, da impregnacija lesa s samo kislino in njenimi solmi naredi les negorljiv. Na tej osnovi se zdaj proizvajajo ognjevarne barve, negorljive fosforne lesene plošče, negorljiva fosfatna pena in drugi gradbeni materiali.

Različne soli fosforne kisline se pogosto uporabljajo v številnih panogah, v gradbeništvu, na različnih področjih tehnike, v komunali in vsakdanjem življenju, za zaščito pred sevanjem, za mehčanje vode, boj proti kotlovnemu kamnu in izdelavo različnih detergentov.

Fosforjeva kislina, kondenzirane kisline in dehidrirani fosfati služijo kot katalizatorji v procesih dehidracije, alkilacije in polimerizacije ogljikovodikov.

Organofosforne spojine zavzemajo posebno mesto kot ekstraktanti, mehčala, maziva, praškasti dodatki in absorbenti v hladilnih napravah. Soli kislih alkil fosfatov se uporabljajo kot površinsko aktivne snovi, sredstva proti zmrzovanju, posebna gnojila, antikoagulanti iz lateksa itd. Kisli alkil fosfati se uporabljajo za ekstrakcijsko predelavo tekočin iz uranove rude.

Seznam uporabljene literature:

F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. KEMIJA. Učbenik za 9. razred splošnoizobraževalnih ustanov. – M., 5. izdaja, RAZSVETLJENJE, 1997.
KEMIJA. Referenčni materiali. Uredil Yu.D. Tretyakov, - M., IZOBRAŽEVANJE, 1984.
KEMIJA. Priročnik za šolarje, - M., 1995.
KEMIJA. Enciklopedija za otroke. Letnik 17, AVANTA, 2000.
Weser W.-J., Fosfor in njegove spojine, prev. iz angleščine, - M., 1963.
Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Aleksander Evgenijevič, sovjetski geokemik in mineralog, akademik Akademije znanosti ZSSR (1919). Študent V. I. Vernadskega.

fosfor (P)- zaradi visoke aktivnosti v prostem stanju se v naravi ne pojavlja.

Elektronska konfiguracija 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3

Fosfor je nekovina (prej imenovan metaloid) srednje aktivnosti. Zunanja orbita atoma fosforja vsebuje pet elektronov, od katerih so trije nesparjeni. Zato lahko kaže valence 3-, 3+ in 5+.

Da bi fosfor pokazal valenco 5+, je potreben določen učinek na atom, ki bi dva seznanjena elektrona zadnje orbite spremenila v neparne.

Fosfor se pogosto imenuje večplasten element. Dejansko se v različnih pogojih obnaša različno in ima bodisi oksidativne bodisi redukcijske lastnosti. Vsestranskost fosforja vključuje tudi njegovo sposobnost obstoja v več alotropskih modifikacijah.

Razširjenost v naravi

Fosfor je v naravi zelo razširjen in predstavlja 0,12 % zemeljske skorje. Je del beljakovin rastlinskega in živalskega izvora. Človeško okostje vsebuje približno 1400 g fosforja, mišice - 130 g, možgani in živčevje - 12 g.Fosfor predstavlja pomemben delež v kemični sestavi rastlin in je zato pomembno gnojilo. Glavne surovine za proizvodnjo gnojil so apatit CaF 2 Ch3Ca 3 (PO 4) 2 in fosforiti, katerih osnova je kalcijev fosfat Ca 3 (PO 4) 2. Elementarni fosfor se pridobiva z elektrotermično redukcijo pri 1400-1600 °C iz fosforitov in apatitov v prisotnosti SiO 2. Apatit se pridobiva v Rusiji, Braziliji, na Finskem in Švedskem. Glavni vir fosforja je fosfatna ruda, ki jo v velikih količinah kopljejo v ZDA, Maroku, Tuniziji, Alžiriji, Egiptu in Izraelu. Guano, še en vir fosforja, pridobivajo na Filipinih, Sejšelih, v Keniji in Namibiji.

Najpomembnejše alotropske modifikacije

Beli fosfor. Morda najbolj znana modifikacija elementa št. 15 je mehak, voskast, bel ali rumen fosfor. Odkril ga je Brand in zaradi njegovih lastnosti je element dobil svoje ime: v grščini "fosfor" pomeni svetel, svetleč. Molekula belega fosforja je sestavljena iz štirih atomov, ki so razporejeni v obliki tetraedra. Gostota 1,83, tališče 44,1 °C, vrelišče 280 °C, Beli fosfor je strupen, izjemno reaktiven in zlahka oksidira. Topen v ogljikovem disulfidu, tekočem amoniaku in SO 2, benzenu, etru, hlapljiv. Ima oster vonj po česnu. Skoraj netopen v vodi. Sveti v temi.

Rdeči fosfor. Pri segrevanju brez dostopa zraka nad 250 °C se beli fosfor spremeni v rdečega. To je že polimer, vendar ne zelo urejena struktura. Reaktivnost rdečega fosforja je bistveno manjša od reaktivnosti belega fosforja. Ne sveti v temi in se ne topi v ogljikovem disulfidu. (Vedno vsebuje majhne količine belega fosforja, zaradi česar je lahko strupen.). Njegova gostota je veliko večja, struktura je drobnokristalna. Brez vonja, rdeče-rjave barve. Atomska kristalna mreža je zelo kompleksna, običajno amorfna. Netopen v vodi in organskih topilih. Stabilen. Fizikalne lastnosti so odvisne od načina priprave.

Črni fosfor- polimerna snov s kovinskim leskom, podobna grafitu, brez vonja, mastna na dotik. Netopen v vodi in organskih topilih. Atomska kristalna mreža, polprevodnik. t°vrelišča= 453°С (sublimacija), t°tališča= 1000°C (pri p=1,8 * 10 9 Pa), stabilen.

Manj znane so druge, še bolj visokomolekularne modifikacije fosforja - vijolična in rjava, ki se med seboj razlikujeta po molekulski masi in stopnji urejenosti makromolekul. Te modifikacije so laboratorijske eksotike in za razliko od belega in rdečega fosforja še niso našle praktične uporabe.

Priljubljeno v kategoriji: