Да бъдеш сред природата. Фосфорът не се среща в природата в чист вид, тъй като е химически активен елемент. Под формата на съединения той е широко разпространен, като представлява около 0,1% от масата на земната кора. От природните фосфорни съединения най-важен е калциевият фосфат Ca3(POj) - основна съставна част на апатитите и фосфоритите.

Алотропни модификации. Фосфорът образува няколко алотропни модификации. От тях най-важни са белият, червеният и черният фосфор. Разликата в свойствата на алотропните модификации на фосфора се обяснява с тяхната структура.

Химични свойства. От всички алотропни модификации на фосфора белият фосфор има най-голяма активност. Бързо се окислява на въздух. Дори при слабо нагряване фосфорът се запалва и изгаря, отделяйки голямо количество топлина: 4P + 502 = 2P2Os.

Фосфорът се свързва с много прости вещества: кислород, халогени, сяра и някои метали.

Например: 2P + 3S = P,S,; 2Р + 5С12 = 2РС1,.

Приложение. В кибритеното производство, в металургията, в производството на боеприпаси, за производството на някои полупроводници - галиев фосфид и индиев фосфид, за създаване на препарати за унищожаване на насекоми вредители.

Фосфорни съединения

Фосфиди. Съединения на фосфор с метали. Когато фосфидите взаимодействат с вода, се отделя фосфин PH: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Фосфий. Много отровен газ с мирис на чесън. Химичните му свойства са подобни на амоняка, но е по-силен редуциращ агент.

Фосфорен оксид (P). Фосфорният (V) оксид има вид на бяла снежна маса. Неговата плътност на парите съответства на формулата P4O10, тази формула отразява действителния състав на молекулата. Фосфорният (V) оксид лесно се свързва с вода, поради което се използва като средство за отстраняване на вода. Във въздуха фосфорният оксид (V), привличайки влага, бързо се превръща в метафосфорна киселина: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Ортофосфорна киселина. Той е безцветен, силно разтворим във вода на кристали. Не е отровен. Това е киселина със средна сила.

Тъй като е триосновен, неговата дисоциация във водни разтвори се извършва в три стъпки. Фосфорната киселина е нелетлива и много стабилна: няма окислителни свойства. Следователно той взаимодейства с метали, които са в серията от стандартни електродни потенциали вляво от водорода.

Соли на фосфорната киселина:

а) фосфати; те заместват всички водородни атоми във фосфорната киселина. Например. CajCPOJj, K3P04;

б) хидрофосфати; в тези соли два водородни атома на киселината са заменени. Например. K,NR04. CaHP04;

в) дихидрогенфосфати - замества се един водороден атом във фосфорната киселина. Например. KN,P04. Ca(H,P04).

Всички дихидрогенфосфати са силно разтворими във вода. Повечето средни фосфати обикновено са слабо разтворими. От солите в тази серия разтворими са само натриеви, калиеви и амониеви фосфати. Хидрофосфатите заемат междинна позиция по разтворимост: те са по-разтворими от фосфатите и по-малко разтворими от дихидрогенфосфатите.

Фосфорни торове

Обикновен суперфосфат. Смес от калциев сулфат и калциев дихидроген фосфат. За да се получи този тор, натрошеният фосфорит се смесва със сярна киселина. В резултат на реакцията се образува смес, която е силно разтворима във вода. Този тор се получава в големи количества под формата на прах или гранули.

Двоен суперфосфат. Концентриран фосфорен тор със състав Ca(H,GO4). Получава се чрез разлагане на естествен фосфат с фосфорна киселина. Двойният суперфосфат не съдържа калциев сулфат, което намалява разходите за транспортирането и прилагането му в почвата.

Фосфоритно брашно. Естествен натрошен минерал със състав CaDPO^,. Представлява жълтеникав или кафяв прах. Слабо разтворим във вода. Използва се на кисели подзолисти почви.

Утайка. Концентриран фосфорен тор със състав CaHP04 - 2H.0. Слабо разтворим във вода, но разтворим в органични киселини. Намалява киселинността на почвата. Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с разтвор на калциев хидроксид.

Още по темата Фосфор:

1. 1.1. Свойства на елементарния фосфор. 1.1.1. Алотропия на фосфора.
2. 3.3.1. Кинетика на превръщането на бял фосфор в присъствието на AlBp

В природата не се среща в свободно състояние.

От фосфорните съединения най-голямо значение има калциевата сол на фосфорната киселина Ca 3 (PO 4) 2, която под формата на минерала фосфорит образува на места големи отлагания. В СССР най-богатите находища на фосфорити се намират в Южен Казахстан в планината Кара-Тау. Често има и минерал, съдържащ освен Ca 3 (PO 4) 2, също CaF 2 или CaCl 2. Огромни находища на апатит са открити през 20-те години на този век на полуостров Кола. Това находище е най-голямото в света по запаси.

Фосфорът, подобно на , е елемент, абсолютно необходим за всички живи същества, тъй като е част от различни протеинови вещества от растителен и животински произход. В растенията фосфорът се съдържа главно в протеините на семената, в животинските организми - в протеините на млякото, кръвта, мозъка и нервната тъкан. В допълнение, голямо количество фосфор се съдържа в костите на гръбначните животни под формата на калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2. Когато костите се изгарят, цялата органична материя се изгаря, а останалата пепел се състои главно от калциев фосфат.

Свободният фосфор е изолиран за първи път от урината през 17 век. алхимик Бранд. В момента фосфорът се получава от калциев фосфат. За да направите това, калциевият фосфат се смесва с пясък и въглища и се нагрява без достъп на въздух в специални пещи с помощта на електрически ток.

За да разберете реакцията, която възниква, трябва да си представите калциевия фосфат като съединение на калциев оксид с фосфорен анхидрид (3CaO P 2 O 5); пясъкът, както е известно, е силициев диоксид или силициев анхидрид SiO 2. При високи температури силициевият анхидрид измества фосфорния анхидрид и, комбинирайки се с калциев оксид, образува калциева сол на силициева киселина CaSiO 3, а фосфорният анхидрид се редуцира от въглища до свободен фосфор:

P 2 O 5 3CaO + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 P 2 O 5 + 5C = 2P + 5CO

Събирайки двете уравнения, получаваме:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Освободеният фосфор се превръща в пара, която се кондензира в приемник под вода.

Фосфорът образува няколко алотропни модификации.

Получава се чрез бързо охлаждане на фосфорни пари. Това е твърдо кристално вещество. тегло 1.82. В чист вид е напълно безцветен.

и прозрачен; търговският продукт обикновено е боядисан в жълтеникав цвят и е много подобен на външен вид на восък . На студ е крехък, но при температури над 15° става мек и лесно се реже с нож. Белият фосфор се топи при 44,2° и започва да кипи при 280,5°. Молекулата на фосфора в пара при температури под 800° се състои от четири атома (P 4). Във въздуха белият фосфор се окислява много бързо и свети на тъмно. Оттук идва и името фосфор, което в превод на руски означава „светлоносен“. Дори при слабо нагряване, за което е достатъчно просто триене, фосфорът се запалва и изгаря, освобождавайки голямо количество топлина. Фосфорът може също да се запали спонтанно във въздуха поради отделянето на топлина по време на окисляването. За да се предпази белият фосфор от окисляване, той се съхранява под вода. Белият фосфор е неразтворим във вода; се разтваря добре във въглероден дисулфид.

Бял фосфор- силна отрова, дори в малки дози е смъртоносна.

Ако белият фосфор се нагрява дълго време без достъп на въздух при 250-300°, той се превръща в друга модификация на фосфора, която има червено-виолетов цвят и се нарича червен фосфор. Същата трансформация се случва, но само много бавно, под въздействието на светлината.

неговите свойства са рязко различни от белите; окислява се много бавно на въздух, не свети на тъмно, възпламенява се само при 260°, не се разтваря във въглероден дисулфид и не е отровен. Специфичното тегло на червения фосфор е 2,20. При силно нагряване, без да се топи, той се превръща в пара, при охлаждане която произвежда бял фосфор.

Черен фосфорсе образува от червено при нагряване до 350 ° под налягане от няколкостотин атмосфери. Той е много подобен на външен вид, мазен на пипане, провежда добре електричество и е много по-тежък от другите модификации на фосфора. Специфичното тегло на черния фосфор е 2,70, температурата на запалване е 490 °.

Основната област на приложение на фосфора е производството на кибрит. В днешно време кибритът е толкова необходим елемент в нашето ежедневие, че е трудно да си представим как хората биха могли да живеят без него. Междувременно мачовете съществуват само от 150 години.

Първите кибрити, които се появяват през 1805 г., са дървени пръчици, единият край на които е покрит със смес от бертолетова сол, захар и гума арабика. Такива клечки се запалват чрез намокряне на главите им с концентрирана сяра.киселина. За да направите това, пръчиците бяха потопени в малък флакон, съдържащ азбест, напоен със сярна киселина.

От 30-те години на миналия век датира изобретяването на фосфорните кибритени клечки, запалвани чрез триене. Кибритените глави се състоеха от сяра, която беше покрита със смес от бял фосфор с някои богати на кислород вещества (олово Pb 3 O 4 или манганов диоксид MnO 2), свързани заедно с лепило. Такива мачове се наричаха серни и се използваха в Русия до края на 19 век. Те лесно се запалват, когато се търкат върху всякаква повърхност, което, макар и известно удобство, прави сярните кибрити много запалими. Освен това, поради токсичността на белия фосфор, производството им нанесе големи щети на здравето на работниците в кибритените фабрики. Зачестили са и случаите на отравяне от кибрит. Понастоящем в почти всички страни производството на серни кибрит е преустановено поради замяната им с така наречените безопасни кибрит. Тези кибрити за първи път са направени в Швеция, поради което понякога се наричат ​​шведски.

При производството на безопасни кибритени клечки той се използва изключително и не се съдържа в главата на кибритената клечка, а в масата, която се нанася отстрани на кибритената кутия. Главата на кибрита се състои от смес от запалими вещества с бертолетова сол и съединения, които катализират разлагането на тази сол (Fe 2 O 3 и др.). Сместа е силно запалима, ако се търка върху страничната повърхност на кибритена кутия, покрита с определената смес.

В допълнение към производството на кибрит, фосфорът се използва във военните дела. Тъй като при изгарянето на фосфор се образува гъст бял дим, боеприпасите (артилерийски снаряди, авиационни бомби и др.), предназначени да образуват така наречените „димни завеси“, се пълнят с бял фосфор. Значително количество фосфор се изразходва за производството на различни органофосфорни препарати, които включват много ефективни средства за унищожаване на насекоми вредители.

Свободният фосфор е изключително активен. Той се свързва директно с много прости вещества, освобождавайки големи количества топлина. Фосфорът най-лесно се свързва с кислород, след това с халогени, сяра и много метали, а в последния случай се образуват подобни на нитридите, например: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 и др. Всички тези свойства са особено изразени в бял фосфор; червеният фосфор реагира по-малко енергично, черното обикновено влиза в химически взаимодействия много трудно.

В природата не се среща в свободно състояние.

От фосфорните съединения най-голямо значение има калциевата сол на фосфорната киселина Ca 3 (PO 4) 2, която под формата на минерала фосфорит образува на места големи отлагания. В СССР най-богатите находища на фосфорити се намират в Южен Казахстан в планината Кара-Тау. Често има и минерал, съдържащ освен Ca 3 (PO 4) 2, също CaF 2 или CaCl 2. Огромни находища на апатит са открити през 20-те години на този век на полуостров Кола. Това находище е най-голямото в света по запаси.

Фосфорът, подобно на , е елемент, абсолютно необходим за всички живи същества, тъй като е част от различни протеинови вещества от растителен и животински произход. В растенията фосфорът се съдържа главно в протеините на семената, в животинските организми - в протеините на млякото, кръвта, мозъка и нервната тъкан. В допълнение, голямо количество фосфор се съдържа в костите на гръбначните животни под формата на калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2. Когато костите се изгарят, цялата органична материя се изгаря, а останалата пепел се състои главно от калциев фосфат.

Свободният фосфор е изолиран за първи път от урината през 17 век. алхимик Бранд. В момента фосфорът се получава от калциев фосфат. За да направите това, калциевият фосфат се смесва с пясък и въглища и се нагрява без достъп на въздух в специални пещи с помощта на електрически ток.

За да разберете реакцията, която възниква, трябва да си представите калциевия фосфат като съединение на калциев оксид с фосфорен анхидрид (3CaO P 2 O 5); пясъкът, както е известно, е силициев диоксид или силициев анхидрид SiO 2. При високи температури силициевият анхидрид измества фосфорния анхидрид и, комбинирайки се с калциев оксид, образува калциева сол на силициева киселина CaSiO 3, а фосфорният анхидрид се редуцира от въглища до свободен фосфор:

P 2 O 5 3CaO + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 P 2 O 5 + 5C = 2P + 5CO

Събирайки двете уравнения, получаваме:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Освободеният фосфор се превръща в пара, която се кондензира в приемник под вода.

Фосфорът образува няколко алотропни модификации.

Получава се чрез бързо охлаждане на фосфорни пари. Това е твърдо кристално вещество. тегло 1.82. В чист вид е напълно безцветен.

и прозрачен; търговският продукт обикновено е боядисан в жълтеникав цвят и е много подобен на външен вид на восък . На студ е крехък, но при температури над 15° става мек и лесно се реже с нож. Белият фосфор се топи при 44,2° и започва да кипи при 280,5°. Молекулата на фосфора в пара при температури под 800° се състои от четири атома (P 4). Във въздуха белият фосфор се окислява много бързо и свети на тъмно. Оттук идва и името фосфор, което в превод на руски означава „светлоносен“. Дори при слабо нагряване, за което е достатъчно просто триене, фосфорът се запалва и изгаря, освобождавайки голямо количество топлина. Фосфорът може също да се запали спонтанно във въздуха поради отделянето на топлина по време на окисляването. За да се предпази белият фосфор от окисляване, той се съхранява под вода. Белият фосфор е неразтворим във вода; се разтваря добре във въглероден дисулфид.

Бял фосфор- силна отрова, дори в малки дози е смъртоносна.

Ако белият фосфор се нагрява дълго време без достъп на въздух при 250-300°, той се превръща в друга модификация на фосфора, която има червено-виолетов цвят и се нарича червен фосфор. Същата трансформация се случва, но само много бавно, под въздействието на светлината.

неговите свойства са рязко различни от белите; окислява се много бавно на въздух, не свети на тъмно, възпламенява се само при 260°, не се разтваря във въглероден дисулфид и не е отровен. Специфичното тегло на червения фосфор е 2,20. При силно нагряване, без да се топи, той се превръща в пара, при охлаждане която произвежда бял фосфор.

Черен фосфорсе образува от червено при нагряване до 350 ° под налягане от няколкостотин атмосфери. Той е много подобен на външен вид, мазен на пипане, провежда добре електричество и е много по-тежък от другите модификации на фосфора. Специфичното тегло на черния фосфор е 2,70, температурата на запалване е 490 °.

Основната област на приложение на фосфора е производството на кибрит. В днешно време кибритът е толкова необходим елемент в нашето ежедневие, че е трудно да си представим как хората биха могли да живеят без него. Междувременно мачовете съществуват само от 150 години.

Първите кибрити, които се появяват през 1805 г., са дървени пръчици, единият край на които е покрит със смес от бертолетова сол, захар и гума арабика. Такива клечки се запалват чрез намокряне на главите им с концентрирана сяра.киселина. За да направите това, пръчиците бяха потопени в малък флакон, съдържащ азбест, напоен със сярна киселина.

От 30-те години на миналия век датира изобретяването на фосфорните кибритени клечки, запалвани чрез триене. Кибритените глави се състоеха от сяра, която беше покрита със смес от бял фосфор с някои богати на кислород вещества (олово Pb 3 O 4 или манганов диоксид MnO 2), свързани заедно с лепило. Такива мачове се наричаха серни и се използваха в Русия до края на 19 век. Те лесно се запалват, когато се търкат върху всякаква повърхност, което, макар и известно удобство, прави сярните кибрити много запалими. Освен това, поради токсичността на белия фосфор, производството им нанесе големи щети на здравето на работниците в кибритените фабрики. Зачестили са и случаите на отравяне от кибрит. Понастоящем в почти всички страни производството на серни кибрит е преустановено поради замяната им с така наречените безопасни кибрит. Тези кибрити за първи път са направени в Швеция, поради което понякога се наричат ​​шведски.

При производството на безопасни кибритени клечки той се използва изключително и не се съдържа в главата на кибритената клечка, а в масата, която се нанася отстрани на кибритената кутия. Главата на кибрита се състои от смес от запалими вещества с бертолетова сол и съединения, които катализират разлагането на тази сол (Fe 2 O 3 и др.). Сместа е силно запалима, ако се търка върху страничната повърхност на кибритена кутия, покрита с определената смес.

В допълнение към производството на кибрит, фосфорът се използва във военните дела. Тъй като при изгарянето на фосфор се образува гъст бял дим, боеприпасите (артилерийски снаряди, авиационни бомби и др.), предназначени да образуват така наречените „димни завеси“, се пълнят с бял фосфор. Значително количество фосфор се изразходва за производството на различни органофосфорни препарати, които включват много ефективни средства за унищожаване на насекоми вредители.

Свободният фосфор е изключително активен. Той се свързва директно с много прости вещества, освобождавайки големи количества топлина. Фосфорът най-лесно се свързва с кислород, след това с халогени, сяра и много метали, а в последния случай се образуват подобни на нитридите, например: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 и др. Всички тези свойства са особено изразени в бял фосфор; червеният фосфор реагира по-малко енергично, черното обикновено влиза в химически взаимодействия много трудно.

Сред биогенните елементи трябва да се отдели специално място на фосфора. В края на краищата, без него е невъзможно да съществуват такива жизненоважни съединения като, например, АТФ или фосфолипиди, както и много други. В същото време неорганичните вещества на този елемент са много богати на различни молекули. Фосфорът и неговите съединения се използват широко в промишлеността, важни са участници в биологичните процеси и се използват в голямо разнообразие от човешки дейности. Затова нека разгледаме какъв е този елемент, какво е неговото просто вещество и най-важните съединения.

Фосфор: обща характеристика на елемента

Позицията в периодичната таблица може да бъде описана в няколко точки.

1. Пета група, основна подгрупа.
2. Трети малък период.
3. Сериен номер - 15.
4. Атомна маса - 30.974.
5. Електронната конфигурация на атома е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Възможните степени на окисление са от -3 до +5.
7. Химически символ - P, произношение във формули "pe". Името на елемента е фосфор. Латинското име Phosphorus.

Историята на откриването на този атом датира от далечния 12 век. Дори в записите на алхимиците имаше информация, която говори за производството на неизвестно „светещо“ вещество. Официалната дата за синтеза и откриването на фосфор обаче е 1669 г. Фалиралият търговец Бранд, в търсене на философския камък, случайно синтезира вещество, способно да излъчва блясък и да гори с ярък, ослепителен пламък. Той направи това чрез многократно калциниране на човешка урина.

След това този елемент е получен независимо един от друг, като се използват приблизително същите методи:

• И. Кункел;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграф;
• К. Шееле;
• А. Лавоазие.

Днес един от най-популярните методи за синтезиране на това вещество е редукция от съответните фосфор-съдържащи минерали при високи температури под въздействието на въглероден оксид и силициев диоксид. Процесът се извършва в специални пещи. Фосфорът и неговите съединения са много важни вещества както за живите същества, така и за много синтези в химическата промишленост. Следователно трябва да разгледаме какво представлява този елемент като просто вещество и къде се намира в природата.

Просто вещество фосфор

Трудно е да се посочи конкретно съединение, когато става дума за фосфор. Това се обяснява с многобройните алотропни модификации, които този елемент има. Има четири основни вида на простото вещество фосфор.

1. Бяло. Това е съединение, чиято формула е P4. Това е бяло летливо вещество с остър, неприятен мирис на чесън. Спонтанно се запалва във въздуха при нормални температури. Гори със светеща бледозелена светлина. Много отровен и животозастрашаващ. Химическата активност е изключително висока, затова се получава и съхранява под слой пречистена вода. Това е възможно поради слабата разтворимост в полярни разтворители. Въглеродният дисулфид и органичните вещества са най-подходящи за тази цел за бял фосфор. При нагряване може да се трансформира в следващата алотропна форма – червен фосфор. Когато парата кондензира и се охлади, тя може да образува слоеве. На пипане са мазни, меки, режат се лесно с нож, бели (леко жълтеникави). Точка на топене 44 0 С. Благодарение на химичната си активност се използва в синтези. Но поради своята токсичност, той не се използва широко промишлено.
2. Жълто. Това е слабо пречистена форма на бял фосфор. Той е още по-отровен и също мирише неприятно на чесън. Той се запалва и гори с ярък светещ зелен пламък. Тези жълти или кафяви кристали изобщо не се разтварят във вода; при пълно окисляване те отделят облаци бял дим със състав P4O10.
3. Червеният фосфор и неговите съединения са най-често срещаната и най-често използваната модификация на това вещество в индустрията. Пастообразната червена маса, която при повишено налягане може да се превърне в лилави кристали, е химически неактивна. Това е полимер, който може да се разтваря само в определени метали и в нищо друго. При температура 250 0 С сублимира, превръщайки се в бяла модификация. Не е толкова отровен, колкото предишните форми. Въпреки това, при продължително излагане на тялото е токсичен. Използва се за нанасяне на запалително покритие върху кибритени кутии. Това се обяснява с факта, че не може да се запали спонтанно, но при денотация и триене избухва (запалва).
4. черен. На външен вид много напомня на графит и също е мазен на пипане. Това е полупроводник на електрически ток. Тъмни кристали, лъскави, които изобщо не могат да се разтворят в никакви разтворители. За да се запали са необходими много високи температури и предварително загряване.

Интересна е и наскоро откритата форма на фосфора – метална. Той е проводник и има кубична кристална решетка.

Химични свойства

Химичните свойства на фосфора зависят от формата, в която се намира. Както бе споменато по-горе, жълтите и белите модификации са най-активни. Като цяло фосфорът може да взаимодейства с:

• метали, образуващи фосфиди и действащи като окислител;
• неметали, действащи като редуциращи агенти и образуващи летливи и нелетливи съединения от различни видове;
• силни окислители, превръщащи се във фосфорна киселина;
• с концентрирани каустични алкали според вида на диспропорционирането;
• с вода при много високи температури;
• с кислород за образуване на различни оксиди.

Химичните свойства на фосфора са подобни на тези на азота. в крайна сметка той е част от групата на пниктогена. Въпреки това активността е с няколко порядъка по-висока, поради разнообразието от алотропни модификации.

Да бъдеш сред природата

Като хранително вещество фосфорът е много изобилен. Процентът му в земната кора е 0,09%. Това е доста голяма цифра. Къде се намира този атом в природата? Има няколко основни места:

• зелената част на растенията, техните семена и плодове;
• животински тъкани (мускули, кости, зъбен емайл, много важни органични съединения);
• Земната кора;
• почвата;
• скали и минерали;
• морска вода.

В този случай можем да говорим само за обвързани форми, но не и за проста субстанция. В крайна сметка той е изключително активен и това не му позволява да бъде свободен. Сред най-богатите на фосфор минерали са:

• Английски;
• флуоропаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и др.

Биологичното значение на този елемент не може да бъде надценено. В крайна сметка той е част от такива съединения като:

• протеини;
• фосфолипиди;
• фосфопротеини;
• ензими.

Тоест всички онези, които са жизненоважни и от които е изградено цялото тяло. Дневната нужда за обикновен възрастен е около 2 грама.

Фосфор и неговите съединения

Като много активен елемент, този елемент образува много различни вещества. В края на краищата той образува фосфиди и сам действа като редуциращ агент. Поради това е трудно да се назове елемент, който би бил инертен, когато реагира с него. Следователно формулите на фосфорните съединения са изключително разнообразни. Могат да се цитират няколко класа вещества, в образуването на които той участва активно.

1. Бинарни съединения – оксиди, фосфиди, летливи водородни съединения, сулфиди, нитриди и др. Например: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 и други.
2. Сложни вещества: соли от всички видове (средни, киселинни, основни, двойни, сложни), киселини. Пример: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 и други.
3. Кислородсъдържащи органични съединения: протеини, фосфолипиди, АТФ, ДНК, РНК и др.

Повечето от посочените видове вещества имат важно индустриално и биологично значение. Използването на фосфор и неговите съединения е възможно както за медицински цели, така и за производството на съвсем обикновени битови предмети.

Връзки с метали

Бинарните съединения на фосфора с метали и по-малко електроотрицателни неметали се наричат ​​фосфиди. Това са вещества, подобни на соли, които са изключително нестабилни, когато са изложени на различни агенти. Дори обикновената вода предизвиква бързо разлагане (хидролиза).

В допълнение, под въздействието на неконцентрирани киселини, веществото също се разлага на съответните продукти. Например, ако говорим за хидролиза на калциев фосфид, продуктите ще бъдат метален хидроксид и фосфин:

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

И като подлагаме фосфида на разлагане под действието на минерална киселина, получаваме съответната сол и фосфин:

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

Като цяло стойността на разглежданите съединения се състои именно във факта, че в резултат на това се образува водородно съединение на фосфора, чиито свойства ще бъдат разгледани по-долу.

Летливи вещества на базата на фосфор

Има две основни:

• бял фосфор;
• фосфин

Вече споменахме първото по-горе и дадохме характеристиките. Те казаха, че това е плътен бял дим, силно отровен, миришещ неприятно и при нормални условия се самозапалва.

Но какво е фосфин? Това е най-често срещаното и добре известно летливо вещество, което включва въпросния елемент. Той е двоичен, а вторият участник е водород. Формулата на водородното съединение на фосфора е PH 3, името е фосфин.

Свойствата на това вещество могат да бъдат описани по следния начин.

1. Летлив безцветен газ.
2. Много отровен.
3. Има миризма на гнила риба.
4. Не взаимодейства с водата и се разтваря много слабо в нея. Добре разтворим в органични вещества.
5. При нормални условия той е много химически активен.
6. Самозапалва се във въздуха.
7. Образува се при разлагането на метални фосфиди.

Друго име е фосфан. С него са свързани истории от древни времена. Цялото нещо е нещо, което хората понякога са виждали и виждат сега в гробищата и блатата. Светлини с форма на топка или подобни на свещи, които се появяват тук и там, създавайки впечатление за движение, се смятаха за лоша поличба и суеверните хора се страхуваха много от тях. Причината за това явление, според съвременните възгледи на някои учени, може да се счита за спонтанно запалване на фосфин, който се образува естествено по време на разлагането на органични остатъци, както растителни, така и животински. Газът излиза и при контакт с кислорода във въздуха се запалва. Цветът и размерът на пламъка могат да варират. Най-често това са зеленикави ярки светлини.

Очевидно всички летливи фосфорни съединения са токсични вещества, които могат лесно да бъдат открити по тяхната остра, неприятна миризма. Този знак помага да се избегне отравяне и неприятни последици.

Съединения с неметали

Ако фосфорът се държи като редуциращ агент, тогава трябва да говорим за бинарни съединения с неметали. Най-често те се оказват по-електроотрицателни. Така че можем да различим няколко вида вещества от този вид:

• съединение на фосфор и сяра - фосфорен сулфид P 2 S 3;
• фосфорен хлорид III, V;
• оксиди и анхидрид;
• бромид и йодид и други.

Химическият състав на фосфора и неговите съединения е разнообразен, така че е трудно да се идентифицират най-важните от тях. Ако говорим конкретно за веществата, които се образуват от фосфор и неметали, тогава оксидите и хлоридите с различен състав са от най-голямо значение. Те се използват в химическия синтез като агенти за отстраняване на водата, като катализатори и т.н.

По този начин един от най-мощните изсушаващи агенти е най-високият - P 2 O 5. Той привлича водата толкова силно, че при директен контакт с нея възниква бурна реакция със силен шум. Самото вещество е бяла снежна маса, агрегатното му състояние е по-близко до аморфното.

Известно е, че органичната химия далеч надхвърля неорганичната химия по отношение на броя на съединенията. Това се обяснява с явлението изомерия и способността на въглеродните атоми да образуват вериги от атоми с различни структури, затварящи се един с друг. Естествено, има определен ред, тоест класификация, на която се подчинява цялата органична химия. Класовете съединения са различни, но ние се интересуваме от едно конкретно, пряко свързано с въпросния елемент. С фосфор е. Те включват:

• коензими - NADP, ATP, FMN, пиридоксал фосфат и други;
• протеини;
• нуклеинови киселини, тъй като остатъкът от фосфорна киселина е част от нуклеотида;
• фосфолипиди и фосфопротеини;
• ензими и катализатори.

Типът йон, в който фосфорът участва в образуването на молекулата на тези съединения, е PO 4 3-, тоест това е киселинният остатък на фосфорната киселина. Някои протеини го съдържат под формата на свободен атом или прост йон.

За нормалното функциониране на всеки жив организъм този елемент и образуваните от него органични съединения са изключително важни и необходими. В крайна сметка без протеинови молекули е невъзможно да се изгради нито една структурна част на тялото. А ДНК и РНК са основните носители и преносители на наследствената информация. По принцип всички връзки трябва да са налице.

Приложение на фосфора в промишлеността

Използването на фосфор и неговите съединения в промишлеността може да се характеризира в няколко точки.

1. Използва се в производството на кибрит, експлозивни съединения, запалителни бомби, някои видове горива и смазочни материали.
2. Като газов абсорбер, а също и в производството на лампи с нажежаема жичка.
3. За защита на металите от корозия.
4. В селското стопанство като почвени торове.
5. Като омекотител за вода.
6. В химичните синтези при производството на различни вещества.

Неговата роля в живите организми се свежда до участие в процесите на образуване на зъбния емайл и костите. Участие в анаболни и катаболни реакции, както и поддържане на буферирането на вътрешната среда на клетката и биологичните течности. Той е в основата на синтеза на ДНК, РНК и фосфолипиди.

Получаване на цинков фосфат

Кадмият е рядък и микроелемент с литосферен кларк от 1,3×10-5% от масата. Кадмият се характеризира с миграция в горещи подземни води заедно с цинк и други халкофилни елементи и концентрация в хидротермални находища...

Радон, ефектът му върху хората

Радонът се съдържа в незначителни количества в разтворено състояние във водите на минерални извори, езера и лечебна кал. Той е във въздуха, който изпълва пещери, пещери, дълбоки тесни долини...

Фосфор и неговите съединения

Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесното си окисляване, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения...

Фулерени

Откриването на фулерени също доведе до търсене на фулеренови структури в въглерод-съдържащи скали. Фулерени са открити в природата. Геохимиците направиха подобно удивително откритие. Откриха наличието на фулерен в пробите...

Характеристики на елементите от подгрупата на азота

Фосфорът е неметален елемент. По отношение на броя на електроните и електронната конфигурация (3s23p3), фосфорният атом е аналог на азота. Но в сравнение с азотния атом, фосфорният атом има по-голям радиус, по-ниска йонизационна енергия и OEO...

Химични свойства на калая и неговите съединения

Калайът е характерен елемент за горната част на земната кора, съдържанието му в литосферата е 2,5·10-4% от масата, в киселите магмени скали 3·10-4%, а в по-дълбоките основни скали 1,5·10-4 %; още по-малко калай в мантията...

Химия на актинидите

Торият и уранът имат най-високо съдържание сред актинидите; техните атомни кларкове са съответно 3×10?4% и 2×10?5%. В земната кора уранът се среща под формата на минералната форма уранинит - U3O8 (смоласта руда, уранова смола)...

Елемент калций. Свойства, производство, приложение

Поради високата си химична активност, калцият не се среща в свободна форма в природата. Калцият представлява 3,38% от масата на земната кора (5-то място по разпространение след кислород, силиций, алуминий и желязо). Изотопи...