In der Natur sein. Phosphor kommt in der Natur nicht in reiner Form vor, da es sich um ein chemisch aktives Element handelt. In Form von Verbindungen ist es weit verbreitet und macht etwa 0,1 Masse-% der Erdkruste aus. Von den natürlichen Phosphorverbindungen ist Calciumphosphat Ca3(POj) die wichtigste – der Hauptbestandteil von Apatiten und Phosphoriten.

Allotrope Modifikationen. Phosphor bildet mehrere allotrope Modifikationen. Die wichtigsten davon sind weißer, roter und schwarzer Phosphor. Der Unterschied in den Eigenschaften allotroper Phosphormodifikationen erklärt sich aus ihrer Struktur.

Chemische Eigenschaften. Von allen allotropen Modifikationen des Phosphors weist weißer Phosphor die größte Aktivität auf. An der Luft oxidiert es schnell. Selbst bei geringer Erwärmung entzündet und verbrennt Phosphor und setzt dabei eine große Wärmemenge frei: 4P + 502 = 2P2Os.

Phosphor verbindet sich mit vielen einfachen Stoffen: Sauerstoff, Halogenen, Schwefel und einigen Metallen.

Zum Beispiel: 2P + 3S = P,S,; 2P + 5S12 = 2RS1.

Anwendung. In der Streichholzherstellung, in der Metallurgie, bei der Munitionsherstellung, zur Herstellung bestimmter Halbleiter – Galliumphosphid und Indiumphosphid, zur Herstellung von Präparaten zur Vernichtung von Insektenschädlingen.

Phosphorverbindungen

Phosphide. Verbindungen von Phosphor mit Metallen. Wenn Phosphide mit Wasser interagieren, wird Phosphin PH freigesetzt: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Phosphium. Ein sehr giftiges Gas mit dem Geruch von Knoblauch. Seine chemischen Eigenschaften ähneln denen von Ammoniak, es ist jedoch ein stärkeres Reduktionsmittel.

Phosphoroxid (P). Phosphor(V)oxid hat das Aussehen einer weißen, schneeähnlichen Masse. Seine Dampfdichte entspricht der Formel P4O10, diese Formel spiegelt die tatsächliche Zusammensetzung des Moleküls wider. Phosphor (V)-oxid verbindet sich leicht mit Wasser und wird daher als wasserentfernendes Mittel verwendet. In der Luft verwandelt sich Phosphoroxid (V), das Feuchtigkeit anzieht, schnell in Metaphosphorsäure: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Orthophosphorsäure. Es ist farblos und in Wasserkristallen gut löslich. Nicht giftig. Dies ist eine mittelstarke Säure.

Da es tribasisch ist, erfolgt seine Dissoziation in wässrigen Lösungen in drei Schritten. Phosphorsäure ist nichtflüchtig und sehr stabil: Sie hat keine oxidierenden Eigenschaften. Daher interagiert es mit Metallen, die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale links von Wasserstoff liegen.

Phosphorsäuresalze:

a) Phosphate; Sie ersetzen alle Wasserstoffatome in der Phosphorsäure. Zum Beispiel. CajCPOJj, K3P04;

b) Hydrophosphate; In diesen Salzen sind zwei Wasserstoffatome der Säure ersetzt. Zum Beispiel. K,NR04. CaHP04;

c) Dihydrogenphosphate – ein Wasserstoffatom in Phosphorsäure wird ersetzt. Zum Beispiel. KN,P04. Ca(H,P04).

Alle Dihydrogenphosphate sind gut wasserlöslich. Die meisten mittleren Phosphate sind im Allgemeinen schlecht löslich. Von den Salzen dieser Reihe sind nur Natrium-, Kalium- und Ammoniumphosphate löslich. Hydrophosphate nehmen hinsichtlich der Löslichkeit eine Zwischenstellung ein: Sie sind löslicher als Phosphate und weniger löslich als Dihydrogenphosphate.

Phosphordünger

Einfaches Superphosphat. Eine Mischung aus Calciumsulfat und Calciumdihydrogenphosphat. Um diesen Dünger zu erhalten, wird zerkleinerter Phosphorit mit Schwefelsäure vermischt. Durch die Reaktion entsteht eine Mischung, die in Wasser gut löslich ist. Dieser Dünger wird in großen Mengen in Form von Pulver oder Granulat gewonnen.

Doppeltes Superphosphat. Konzentrierter Phosphordünger mit der Zusammensetzung Ca(H,GO4). Es wird durch Zersetzung von natürlichem Phosphat mit Phosphorsäure gewonnen. Doppelsuperphosphat enthält kein Calciumsulfat, was die Kosten für den Transport und die Ausbringung im Boden senkt.

Phosphoritmehl. Natürliches zerkleinertes Mineral der Zusammensetzung CaDPO^,. Es ist ein gelbliches oder braunes Pulver. In Wasser schlecht löslich. Wird auf sauren podzolischen Böden verwendet.

Präzipitat. Konzentrierter Phosphordünger mit der Zusammensetzung CaHP04 - 2H.0. In Wasser schlecht löslich, in organischen Säuren jedoch löslich. Reduziert den Säuregehalt des Bodens. Es wird durch Neutralisieren von Phosphorsäure mit einer Calciumhydroxidlösung gewonnen.

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1. 1.1. Eigenschaften von elementarem Phosphor. 1.1.1. Allotropie von Phosphor.
2. 3.3.1. Kinetik der Umwandlung von weißem Phosphor in Gegenwart von AlBp

Es kommt in der Natur nicht in einem freien Zustand vor.

Unter den Phosphorverbindungen ist das Calciumsalz der Phosphorsäure Ca 3 (PO 4) 2 die wichtigste, das in Form des Minerals Phosphorit stellenweise große Ablagerungen bildet. In der UdSSR befinden sich die reichsten Phosphoritvorkommen im Süden Kasachstans im Kara-Tau-Gebirge. Oft gibt es auch ein Mineral, das neben Ca 3 (PO 4) 2 auch CaF 2 oder CaCl 2 enthält. In den 20er Jahren dieses Jahrhunderts wurden auf der Kola-Halbinsel riesige Apatitvorkommen entdeckt. Diese Lagerstätte ist gemessen an ihren Reserven die größte der Welt.

Phosphor ist wie Phosphor ein für alle Lebewesen unbedingt notwendiges Element, da es Bestandteil verschiedener Eiweißstoffe pflanzlichen und tierischen Ursprungs ist. In Pflanzen kommt Phosphor hauptsächlich in den Proteinen von Samen vor, in tierischen Organismen – in den Proteinen von Milch, Blut, Gehirn und Nervengewebe. Darüber hinaus ist in den Knochen von Wirbeltieren eine große Menge Phosphor in Form von Calciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2 enthalten. Beim Verbrennen von Knochen wird die gesamte organische Substanz verbrannt und die verbleibende Asche besteht hauptsächlich aus Kalziumphosphat.

Freier Phosphor wurde erstmals im 17. Jahrhundert aus Urin isoliert. Alchemist Brand. Derzeit wird Phosphor aus Calciumphosphat gewonnen. Dazu wird Calciumphosphat mit Sand und Kohle vermischt und in speziellen Öfen mit elektrischem Strom luftfrei erhitzt.

Um die ablaufende Reaktion zu verstehen, muss man sich Calciumphosphat als eine Verbindung von Calciumoxid mit Phosphorsäureanhydrid (3CaO P 2 O 5) vorstellen; Sand ist bekanntlich Siliziumdioxid oder Siliziumanhydrid SiO 2. Bei hohen Temperaturen verdrängt Kieselsäureanhydrid Phosphorsäureanhydrid und bildet mit Calciumoxid das Calciumsalz der Kieselsäure CaSiO 3, und Phosphorsäureanhydrid wird durch Kohle zu freiem Phosphor reduziert:

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

Addiert man beide Gleichungen, erhält man:

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

Der freigesetzte Phosphor verwandelt sich in Dampf, der in einer Vorlage unter Wasser kondensiert.

Phosphor bildet mehrere allotrope Modifikationen.

Es wird durch schnelles Abkühlen von Phosphordampf gewonnen. Dies ist eine feste kristalline Substanz. Gewicht 1,82. In reiner Form ist es völlig farblos.

und transparent; Das Handelsprodukt ist in der Regel gelblich lackiert und ähnelt im Aussehen stark dem Wachs . Bei Kälte ist es zerbrechlich, bei Temperaturen über 15° wird es jedoch weich und lässt sich leicht mit einem Messer schneiden. Weißer Phosphor schmilzt bei 44,2° und beginnt bei 280,5° zu sieden. Das Phosphormolekül im Dampf bei Temperaturen unter 800° besteht aus vier Atomen (P 4). An der Luft oxidiert weißer Phosphor sehr schnell und leuchtet im Dunkeln. Daher kommt der Name Phosphor, der ins Russische übersetzt „lichttragend“ bedeutet. Selbst bei geringer Erwärmung, für die einfache Reibung ausreicht, entzündet und verbrennt Phosphor und setzt dabei eine große Wärmemenge frei. Phosphor kann sich aufgrund der bei der Oxidation freigesetzten Wärme auch an der Luft spontan entzünden. Um weißen Phosphor vor Oxidation zu schützen, wird er unter Wasser gelagert. Weißer Phosphor ist in Wasser unlöslich; löst sich gut in Schwefelkohlenstoff.

Weißer Phosphor- ein starkes Gift, das bereits in kleinen Dosen tödlich ist.

Wird weißer Phosphor längere Zeit ohne Luftzutritt auf 250–300° erhitzt, entsteht eine weitere Modifikation des Phosphors, die eine rotviolette Farbe aufweist und als roter Phosphor bezeichnet wird. Die gleiche Umwandlung erfolgt, allerdings nur sehr langsam, unter dem Einfluss von Licht.

seine Eigenschaften unterscheiden sich stark von denen von Weiß; Es oxidiert an der Luft sehr langsam, leuchtet nicht im Dunkeln, entzündet sich erst bei 260°, löst sich nicht in Schwefelkohlenstoff und ist nicht giftig. Das spezifische Gewicht von rotem Phosphor beträgt 2,20. Wenn es stark erhitzt wird, ohne zu schmelzen, verwandelt es sich in Dampf, der beim Abkühlen weißen Phosphor erzeugt.

Schwarzer Phosphor entsteht aus Rot, wenn es unter einem Druck von mehreren hundert Atmosphären auf 350° erhitzt wird. Es sieht sehr ähnlich aus, fühlt sich fettig an, leitet Elektrizität gut und ist viel schwerer als andere Phosphormodifikationen. Das spezifische Gewicht von schwarzem Phosphor beträgt 2,70, die Zündtemperatur liegt bei 490°.

Das Hauptanwendungsgebiet von Phosphor ist die Streichholzherstellung. Heutzutage sind Streichhölzer ein so notwendiger Bestandteil unseres täglichen Lebens, dass es kaum vorstellbar ist, wie Menschen ohne sie leben könnten. Mittlerweile gibt es Streichhölzer erst seit 150 Jahren.

Die ersten Streichhölzer, die 1805 auf den Markt kamen, waren Holzstäbchen, deren eines Ende mit einer Mischung aus Berthollet-Salz, Zucker und Gummi arabicum überzogen war. Solche Streichhölzer wurden angezündet, indem man ihre Köpfe mit konzentriertem Schwefel befeuchtete.Säure. Dazu wurden die Stäbchen in ein kleines Fläschchen getaucht, das mit Schwefelsäure getränktes Asbest enthielt.

Die Erfindung der durch Reibung gezündeten Phosphorstreichhölzer geht auf die 30er Jahre des letzten Jahrhunderts zurück. Die Streichholzköpfe bestanden aus Schwefel, der mit einer Mischung aus weißem Phosphor und einigen sauerstoffreichen Stoffen (Bleirot Pb 3 O 4 oder Mangandioxid MnO 2) überzogen und mit Leim verbunden war. Solche Streichhölzer wurden Schwefelstreichhölzer genannt und waren in Russland bis zum Ende des 19. Jahrhunderts in Gebrauch. Sie entzündeten sich leicht, wenn man sie an einer Oberfläche rieb, was Schwefelstreichhölzer zwar praktisch, aber sehr leicht entflammbar machte. Darüber hinaus verursachte seine Herstellung aufgrund der Toxizität von weißem Phosphor großen Schaden für die Gesundheit der Arbeiter in Streichholzfabriken. Auch Vergiftungen durch Streichhölzer kamen häufig vor. Derzeit wird in fast allen Ländern die Produktion von Schwefelstreichhölzern eingestellt, da diese durch sogenannte Sicherheitsstreichhölzer ersetzt werden. Diese Streichhölzer wurden erstmals in Schweden hergestellt, weshalb sie manchmal als schwedisch bezeichnet werden.

Bei der Herstellung von Sicherheitsstreichhölzern wird es ausschließlich verwendet und ist nicht im Kopf des Streichholzes enthalten, sondern in der Masse, die seitlich auf die Streichholzschachtel aufgetragen wird. Der Streichholzkopf besteht aus einer Mischung brennbarer Stoffe mit Berthollet-Salz und Verbindungen, die die Zersetzung dieses Salzes katalysieren (Fe 2 O 3 usw.). Die Mischung ist leicht entzündlich, wenn sie an der Seitenfläche einer mit der angegebenen Mischung beschichteten Streichholzschachtel gerieben wird.

Neben der Streichholzproduktion wird Phosphor auch in militärischen Angelegenheiten eingesetzt. Da bei der Verbrennung von Phosphor dicker weißer Rauch entsteht, wird Munition (Artilleriegranaten, Fliegerbomben etc.), die sogenannte „Rauchwände“ bilden soll, mit weißem Phosphor gefüllt. Eine erhebliche Menge Phosphor wird für die Herstellung verschiedener Organophosphorpräparate aufgewendet, zu denen auch sehr wirksame Mittel zur Abtötung von Insektenschädlingen gehören.

Freier Phosphor ist äußerst aktiv. Es verbindet sich direkt mit vielen einfachen Stoffen und setzt dabei große Mengen Wärme frei. Phosphor verbindet sich am leichtesten mit Sauerstoff, dann mit Halogenen, Schwefel und vielen Metallen, und im letzteren Fall entstehen ähnlich wie Nitride, zum Beispiel: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 usw. Alle diese Eigenschaften sind besonders ausgeprägt in weißer Phosphor; roter Phosphor reagiert Schwarz ist weniger energetisch und geht im Allgemeinen nur sehr schwer chemische Wechselwirkungen ein.

Es kommt in der Natur nicht in einem freien Zustand vor.

Unter den Phosphorverbindungen ist das Calciumsalz der Phosphorsäure Ca 3 (PO 4) 2 die wichtigste, das in Form des Minerals Phosphorit stellenweise große Ablagerungen bildet. In der UdSSR befinden sich die reichsten Phosphoritvorkommen im Süden Kasachstans im Kara-Tau-Gebirge. Oft gibt es auch ein Mineral, das neben Ca 3 (PO 4) 2 auch CaF 2 oder CaCl 2 enthält. In den 20er Jahren dieses Jahrhunderts wurden auf der Kola-Halbinsel riesige Apatitvorkommen entdeckt. Diese Lagerstätte ist gemessen an ihren Reserven die größte der Welt.

Phosphor ist wie Phosphor ein für alle Lebewesen unbedingt notwendiges Element, da es Bestandteil verschiedener Eiweißstoffe pflanzlichen und tierischen Ursprungs ist. In Pflanzen kommt Phosphor hauptsächlich in den Proteinen von Samen vor, in tierischen Organismen – in den Proteinen von Milch, Blut, Gehirn und Nervengewebe. Darüber hinaus ist in den Knochen von Wirbeltieren eine große Menge Phosphor in Form von Calciumphosphat Ca 3 (PO 4) 2 enthalten. Beim Verbrennen von Knochen wird die gesamte organische Substanz verbrannt und die verbleibende Asche besteht hauptsächlich aus Kalziumphosphat.

Freier Phosphor wurde erstmals im 17. Jahrhundert aus Urin isoliert. Alchemist Brand. Derzeit wird Phosphor aus Calciumphosphat gewonnen. Dazu wird Calciumphosphat mit Sand und Kohle vermischt und in speziellen Öfen mit elektrischem Strom luftfrei erhitzt.

Um die ablaufende Reaktion zu verstehen, muss man sich Calciumphosphat als eine Verbindung von Calciumoxid mit Phosphorsäureanhydrid (3CaO P 2 O 5) vorstellen; Sand ist bekanntlich Siliziumdioxid oder Siliziumanhydrid SiO 2. Bei hohen Temperaturen verdrängt Kieselsäureanhydrid Phosphorsäureanhydrid und bildet mit Calciumoxid das Calciumsalz der Kieselsäure CaSiO 3, und Phosphorsäureanhydrid wird durch Kohle zu freiem Phosphor reduziert:

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

Addiert man beide Gleichungen, erhält man:

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

Der freigesetzte Phosphor verwandelt sich in Dampf, der in einer Vorlage unter Wasser kondensiert.

Phosphor bildet mehrere allotrope Modifikationen.

Es wird durch schnelles Abkühlen von Phosphordampf gewonnen. Dies ist eine feste kristalline Substanz. Gewicht 1,82. In reiner Form ist es völlig farblos.

und transparent; Das Handelsprodukt ist in der Regel gelblich lackiert und ähnelt im Aussehen stark dem Wachs . Bei Kälte ist es zerbrechlich, bei Temperaturen über 15° wird es jedoch weich und lässt sich leicht mit einem Messer schneiden. Weißer Phosphor schmilzt bei 44,2° und beginnt bei 280,5° zu sieden. Das Phosphormolekül im Dampf bei Temperaturen unter 800° besteht aus vier Atomen (P 4). An der Luft oxidiert weißer Phosphor sehr schnell und leuchtet im Dunkeln. Daher kommt der Name Phosphor, der ins Russische übersetzt „lichttragend“ bedeutet. Selbst bei geringer Erwärmung, für die einfache Reibung ausreicht, entzündet und verbrennt Phosphor und setzt dabei eine große Wärmemenge frei. Phosphor kann sich aufgrund der bei der Oxidation freigesetzten Wärme auch an der Luft spontan entzünden. Um weißen Phosphor vor Oxidation zu schützen, wird er unter Wasser gelagert. Weißer Phosphor ist in Wasser unlöslich; löst sich gut in Schwefelkohlenstoff.

Weißer Phosphor- ein starkes Gift, das bereits in kleinen Dosen tödlich ist.

Wird weißer Phosphor längere Zeit ohne Luftzutritt auf 250–300° erhitzt, entsteht eine weitere Modifikation des Phosphors, die eine rotviolette Farbe aufweist und als roter Phosphor bezeichnet wird. Die gleiche Umwandlung erfolgt, allerdings nur sehr langsam, unter dem Einfluss von Licht.

seine Eigenschaften unterscheiden sich stark von denen von Weiß; Es oxidiert an der Luft sehr langsam, leuchtet nicht im Dunkeln, entzündet sich erst bei 260°, löst sich nicht in Schwefelkohlenstoff und ist nicht giftig. Das spezifische Gewicht von rotem Phosphor beträgt 2,20. Wenn es stark erhitzt wird, ohne zu schmelzen, verwandelt es sich in Dampf, der beim Abkühlen weißen Phosphor erzeugt.

Schwarzer Phosphor entsteht aus Rot, wenn es unter einem Druck von mehreren hundert Atmosphären auf 350° erhitzt wird. Es sieht sehr ähnlich aus, fühlt sich fettig an, leitet Elektrizität gut und ist viel schwerer als andere Phosphormodifikationen. Das spezifische Gewicht von schwarzem Phosphor beträgt 2,70, die Zündtemperatur liegt bei 490°.

Das Hauptanwendungsgebiet von Phosphor ist die Streichholzherstellung. Heutzutage sind Streichhölzer ein so notwendiger Bestandteil unseres täglichen Lebens, dass es kaum vorstellbar ist, wie Menschen ohne sie leben könnten. Mittlerweile gibt es Streichhölzer erst seit 150 Jahren.

Die ersten Streichhölzer, die 1805 auf den Markt kamen, waren Holzstäbchen, deren eines Ende mit einer Mischung aus Berthollet-Salz, Zucker und Gummi arabicum überzogen war. Solche Streichhölzer wurden angezündet, indem man ihre Köpfe mit konzentriertem Schwefel befeuchtete.Säure. Dazu wurden die Stäbchen in ein kleines Fläschchen getaucht, das mit Schwefelsäure getränktes Asbest enthielt.

Die Erfindung der durch Reibung gezündeten Phosphorstreichhölzer geht auf die 30er Jahre des letzten Jahrhunderts zurück. Die Streichholzköpfe bestanden aus Schwefel, der mit einer Mischung aus weißem Phosphor und einigen sauerstoffreichen Stoffen (Bleirot Pb 3 O 4 oder Mangandioxid MnO 2) überzogen und mit Leim verbunden war. Solche Streichhölzer wurden Schwefelstreichhölzer genannt und waren in Russland bis zum Ende des 19. Jahrhunderts in Gebrauch. Sie entzündeten sich leicht, wenn man sie an einer Oberfläche rieb, was Schwefelstreichhölzer zwar praktisch, aber sehr leicht entflammbar machte. Darüber hinaus verursachte seine Herstellung aufgrund der Toxizität von weißem Phosphor großen Schaden für die Gesundheit der Arbeiter in Streichholzfabriken. Auch Vergiftungen durch Streichhölzer kamen häufig vor. Derzeit wird in fast allen Ländern die Produktion von Schwefelstreichhölzern eingestellt, da diese durch sogenannte Sicherheitsstreichhölzer ersetzt werden. Diese Streichhölzer wurden erstmals in Schweden hergestellt, weshalb sie manchmal als schwedisch bezeichnet werden.

Bei der Herstellung von Sicherheitsstreichhölzern wird es ausschließlich verwendet und ist nicht im Kopf des Streichholzes enthalten, sondern in der Masse, die seitlich auf die Streichholzschachtel aufgetragen wird. Der Streichholzkopf besteht aus einer Mischung brennbarer Stoffe mit Berthollet-Salz und Verbindungen, die die Zersetzung dieses Salzes katalysieren (Fe 2 O 3 usw.). Die Mischung ist leicht entzündlich, wenn sie an der Seitenfläche einer mit der angegebenen Mischung beschichteten Streichholzschachtel gerieben wird.

Neben der Streichholzproduktion wird Phosphor auch in militärischen Angelegenheiten eingesetzt. Da bei der Verbrennung von Phosphor dicker weißer Rauch entsteht, wird Munition (Artilleriegranaten, Fliegerbomben etc.), die sogenannte „Rauchwände“ bilden soll, mit weißem Phosphor gefüllt. Eine erhebliche Menge Phosphor wird für die Herstellung verschiedener Organophosphorpräparate aufgewendet, zu denen auch sehr wirksame Mittel zur Abtötung von Insektenschädlingen gehören.

Freier Phosphor ist äußerst aktiv. Es verbindet sich direkt mit vielen einfachen Stoffen und setzt dabei große Mengen Wärme frei. Phosphor verbindet sich am leichtesten mit Sauerstoff, dann mit Halogenen, Schwefel und vielen Metallen, und im letzteren Fall entstehen ähnlich wie Nitride, zum Beispiel: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 usw. Alle diese Eigenschaften sind besonders ausgeprägt in weißer Phosphor; roter Phosphor reagiert Schwarz ist weniger energetisch und geht im Allgemeinen nur sehr schwer chemische Wechselwirkungen ein.

Unter den biogenen Elementen sollte Phosphor einen besonderen Platz einnehmen. Denn ohne sie ist die Existenz lebenswichtiger Verbindungen wie beispielsweise ATP oder Phospholipide sowie vieler anderer nicht möglich. Gleichzeitig sind die anorganischen Stoffe dieses Elements sehr reich an verschiedenen Molekülen. Phosphor und seine Verbindungen werden in der Industrie häufig verwendet, sind wichtige Teilnehmer an biologischen Prozessen und werden bei einer Vielzahl menschlicher Aktivitäten eingesetzt. Betrachten wir daher, was dieses Element ist, was seine einfache Substanz ist und welche Verbindungen die wichtigsten sind.

Phosphor: allgemeine Eigenschaften des Elements

Die Stellung im Periodensystem kann in mehreren Punkten beschrieben werden.

1. Fünfte Gruppe, Hauptuntergruppe.
2. Dritte kleine Periode.
3. Seriennummer - 15.
4. Atommasse - 30,974.
5. Die elektronische Konfiguration des Atoms ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Mögliche Oxidationsstufen liegen zwischen -3 und +5.
7. Chemisches Symbol - P, Aussprache in Formeln „pe“. Der Name des Elements ist Phosphor. Lateinischer Name Phosphor.

Die Geschichte der Entdeckung dieses Atoms reicht bis ins ferne 12. Jahrhundert zurück. Sogar in den Aufzeichnungen von Alchemisten gab es Informationen, die von der Herstellung einer unbekannten „leuchtenden“ Substanz sprachen. Das offizielle Datum für die Synthese und Entdeckung von Phosphor war jedoch 1669. Der bankrotte Kaufmann Brand synthetisierte auf der Suche nach dem Stein der Weisen versehentlich eine Substanz, die leuchten und mit einer hellen, blendenden Flamme brennen kann. Er tat dies, indem er menschlichen Urin wiederholt kalzinierte.

Danach wurde dieses Element unabhängig voneinander mit ungefähr den gleichen Methoden gewonnen:

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

Eine der beliebtesten Methoden zur Synthese dieses Stoffes ist heute die Reduktion aus den entsprechenden phosphorhaltigen Mineralien bei hohen Temperaturen unter dem Einfluss von Kohlenmonoxid und Kieselsäure. Der Prozess wird in speziellen Öfen durchgeführt. Phosphor und seine Verbindungen sind sowohl für Lebewesen als auch für viele Synthesen in der chemischen Industrie sehr wichtige Stoffe. Deshalb sollten wir uns überlegen, was dieses Element als einfache Substanz ist und wo es in der Natur vorkommt.

Einfache Substanz Phosphor

Bei Phosphor ist es schwierig, eine bestimmte Verbindung zu benennen. Dies erklärt sich aus den zahlreichen allotropen Modifikationen dieses Elements. Es gibt vier Haupttypen des einfachen Stoffes Phosphor.

1. Weiß. Dies ist eine Verbindung mit der Formel P 4. Es ist eine weiße, flüchtige Substanz mit einem scharfen, unangenehmen Geruch nach Knoblauch. Entzündet sich bei normalen Temperaturen spontan an der Luft. Brennt mit leuchtend blassgrünem Licht. Sehr giftig und lebensgefährlich. Die chemische Aktivität ist extrem hoch, daher wird es unter einer Schicht gereinigtem Wasser gewonnen und gelagert. Dies ist aufgrund der schlechten Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln möglich. Für weißen Phosphor eignen sich hierfür am besten Schwefelkohlenstoff und organische Stoffe. Beim Erhitzen kann es sich in die nächste allotrope Form umwandeln – roten Phosphor. Wenn Dampf kondensiert und abkühlt, kann er Schichten bilden. Bei Berührung sind sie fettig, weich, leicht mit einem Messer zu schneiden, weiß (leicht gelblich). Schmelzpunkt 44 0 C. Aufgrund seiner chemischen Aktivität wird es in Synthesen eingesetzt. Aufgrund seiner Toxizität findet es jedoch keine breite industrielle Anwendung.
2. Gelb. Es handelt sich um eine schlecht gereinigte Form von weißem Phosphor. Es ist noch giftiger und riecht zudem unangenehm nach Knoblauch. Es entzündet sich und brennt mit einer hell leuchtenden grünen Flamme. Diese gelben oder braunen Kristalle lösen sich überhaupt nicht in Wasser auf; bei vollständiger Oxidation emittieren sie weiße Rauchwolken der Zusammensetzung P4O10.
3. Roter Phosphor und seine Verbindungen sind die häufigste und in der Industrie am häufigsten verwendete Modifikation dieses Stoffes. Die pastöse rote Masse, die sich unter erhöhtem Druck in die Form violetter Kristalle verwandeln kann, ist chemisch inaktiv. Dabei handelt es sich um ein Polymer, das sich nur in bestimmten Metallen lösen kann und sonst nichts. Bei einer Temperatur von 250 0 C sublimiert es und verwandelt sich in eine weiße Modifikation. Nicht so giftig wie frühere Formen. Bei längerer Einwirkung auf den Körper ist es jedoch giftig. Es wird zum Aufbringen einer Zündbeschichtung auf Streichholzschachteln verwendet. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass es sich nicht spontan entzünden kann, sondern bei Bezeichnung und Reibung explodiert (entzündet).
4. Schwarz. Im Aussehen erinnert es stark an Graphit und fühlt sich zudem fettig an. Es ist ein Halbleiter für elektrischen Strom. Dunkle, glänzende Kristalle, die sich in keinem Lösungsmittel lösen können. Damit es sich entzündet, sind sehr hohe Temperaturen und Vorwärmen erforderlich.

Interessant ist auch die kürzlich entdeckte Form von Phosphor – metallisch. Es ist ein Leiter und hat ein kubisches Kristallgitter.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Phosphor hängen von der Form ab, in der er vorliegt. Wie oben erwähnt, sind die gelben und weißen Modifikationen am aktivsten. Im Allgemeinen kann Phosphor interagieren mit:

• Metalle, die Phosphide bilden und als Oxidationsmittel wirken;
• Nichtmetalle, die als Reduktionsmittel wirken und flüchtige und nichtflüchtige Verbindungen verschiedener Art bilden;
• starke Oxidationsmittel, die sich in Phosphorsäure verwandeln;
• mit konzentrierten Ätzalkalien je nach Art der Disproportionierung;
• mit Wasser bei sehr hohen Temperaturen;
• mit Sauerstoff zu verschiedenen Oxiden.

Die chemischen Eigenschaften von Phosphor ähneln denen von Stickstoff. schließlich gehört es zur Gruppe der Pniktogene. Aufgrund der Vielfalt allotroper Modifikationen ist die Aktivität jedoch um mehrere Größenordnungen höher.

In der Natur sein

Als Nährstoff ist Phosphor sehr reichlich vorhanden. Sein Anteil in der Erdkruste beträgt 0,09 %. Das ist eine ziemlich große Zahl. Wo kommt dieses Atom in der Natur vor? Es gibt mehrere Hauptorte:

• der grüne Teil der Pflanzen, ihre Samen und Früchte;
• tierische Gewebe (Muskeln, Knochen, Zahnschmelz, viele wichtige organische Verbindungen);
• Erdkruste;
• die Erde;
• Steine ​​und Mineralien;
• Meerwasser.

In diesem Fall können wir nur von gebundenen Formen sprechen, nicht jedoch von einfacher Substanz. Schließlich ist er äußerst aktiv und das erlaubt ihm keine Freiheit. Zu den phosphorreichsten Mineralien gehören:

• Englisch;
• Fluorpaptit;
• Swanbergit;
• Phosphorit und andere.

Die biologische Bedeutung dieses Elements kann nicht hoch genug eingeschätzt werden. Schließlich ist es Teil solcher Verbindungen wie:

• Proteine;
• Phospholipide;
• Phosphoproteine;
• Enzyme.

Also alles, was lebenswichtig ist und aus dem der gesamte Körper aufgebaut ist. Der Tagesbedarf eines durchschnittlichen Erwachsenen beträgt etwa 2 Gramm.

Phosphor und seine Verbindungen

Als sehr aktives Element bildet dieses Element viele verschiedene Stoffe. Schließlich bildet es Phosphide und wirkt selbst als Reduktionsmittel. Aus diesem Grund ist es schwierig, ein Element zu benennen, das bei einer Reaktion damit inert wäre. Daher sind die Formeln der Phosphorverbindungen äußerst vielfältig. Es können mehrere Stoffklassen genannt werden, an deren Entstehung es aktiv beteiligt ist.

1. Binäre Verbindungen – Oxide, Phosphide, flüchtige Wasserstoffverbindungen, Sulfide, Nitride und andere. Zum Beispiel: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 und andere.
2. Komplexe Stoffe: Salze aller Art (mittel, sauer, basisch, zweifach, komplex), Säuren. Beispiel: 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 und andere.
3. Sauerstoffhaltige organische Verbindungen: Proteine, Phospholipide, ATP, DNA, RNA und andere.

Die meisten der bezeichneten Stoffarten haben wichtige industrielle und biologische Bedeutung. Die Verwendung von Phosphor und seinen Verbindungen ist sowohl für medizinische Zwecke als auch für die Herstellung ganz gewöhnlicher Haushaltsgegenstände möglich.

Verbindungen zu Metallen

Binäre Verbindungen von Phosphor mit Metallen und weniger elektronegativen Nichtmetallen werden Phosphide genannt. Hierbei handelt es sich um salzartige Substanzen, die gegenüber verschiedenen Einwirkungen äußerst instabil sind. Selbst normales Wasser führt zu einer schnellen Zersetzung (Hydrolyse).

Darüber hinaus zerfällt der Stoff unter dem Einfluss nicht konzentrierter Säuren auch in die entsprechenden Produkte. Wenn wir beispielsweise über die Hydrolyse von Calciumphosphid sprechen, handelt es sich bei den Produkten um Metallhydroxid und Phosphin:

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

Und indem wir Phosphid unter Einwirkung von Mineralsäure zersetzen, erhalten wir das entsprechende Salz und Phosphin:

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

Generell liegt der Wert der betrachteten Verbindungen gerade darin, dass dabei eine Wasserstoffverbindung des Phosphors entsteht, auf deren Eigenschaften weiter unten eingegangen wird.

Flüchtige Stoffe auf Phosphorbasis

Es gibt zwei Hauptgründe:

• weißer Phosphor;
• Phosphin

Ersteres haben wir oben bereits erwähnt und die Eigenschaften angegeben. Sie sagten, es sei weißer, dicker Rauch, hochgiftig, unangenehm riechend und unter normalen Bedingungen selbstentzündlich.

Aber was ist Phosphin? Dies ist die häufigste und bekannteste flüchtige Substanz, zu der das betreffende Element gehört. Es ist binär und der zweite Teilnehmer ist Wasserstoff. Die Formel der Wasserstoffverbindung von Phosphor lautet PH 3, der Name ist Phosphin.

Die Eigenschaften dieses Stoffes können wie folgt beschrieben werden.

1. Flüchtiges farbloses Gas.
2. Sehr giftig.
3. Hat den Geruch von faulem Fisch.
4. Es interagiert nicht mit Wasser und löst sich darin sehr schlecht auf. Gut löslich in organischer Substanz.
5. Unter normalen Bedingungen ist es chemisch sehr aktiv.
6. Selbstentzündung an der Luft.
7. Entsteht bei der Zersetzung von Metallphosphiden.

Ein anderer Name ist Phosphan. Damit sind Geschichten aus der Antike verbunden. Das Ganze ist etwas, was die Menschen manchmal auf Friedhöfen und in Sümpfen sahen und sehen. Kugel- oder kerzenartige Lichter, die hier und da auftauchen und den Eindruck von Bewegung erwecken, galten als schlechtes Omen und waren bei abergläubischen Menschen sehr gefürchtet. Als Grund für dieses Phänomen kann nach modernen Ansichten einiger Wissenschaftler die Selbstentzündung von Phosphin angesehen werden, das auf natürliche Weise bei der Zersetzung organischer pflanzlicher und tierischer Rückstände entsteht. Das Gas tritt aus und entzündet sich bei Kontakt mit Luftsauerstoff. Farbe und Größe der Flamme können variieren. Am häufigsten handelt es sich dabei um grünlich helle Lichter.

Offensichtlich handelt es sich bei allen flüchtigen Phosphorverbindungen um giftige Stoffe, die leicht an ihrem scharfen, unangenehmen Geruch zu erkennen sind. Dieses Zeichen hilft, Vergiftungen und unangenehme Folgen zu vermeiden.

Verbindungen mit Nichtmetallen

Wenn sich Phosphor wie ein Reduktionsmittel verhält, sollten wir von binären Verbindungen mit Nichtmetallen sprechen. Meistens erweisen sie sich als elektronegativer. Wir können also mehrere Arten von Substanzen dieser Art unterscheiden:

• eine Verbindung aus Phosphor und Schwefel – Phosphorsulfid P 2 S 3;
• Phosphorchlorid III, V;
• Oxide und Anhydride;
• Bromid und Jodid und andere.

Die Chemie von Phosphor und seinen Verbindungen ist vielfältig, daher ist es schwierig, die wichtigsten davon zu identifizieren. Wenn wir konkret über die Stoffe sprechen, die aus Phosphor und Nichtmetallen entstehen, dann sind Oxide und Chloride unterschiedlicher Zusammensetzung von größter Bedeutung. Sie werden in chemischen Synthesen als wasserentfernende Mittel, als Katalysatoren usw. verwendet.

Eines der stärksten Trocknungsmittel ist also das höchste – P 2 O 5. Es zieht Wasser so stark an, dass es bei direktem Kontakt zu einer heftigen Reaktion mit starkem Lärm kommt. Die Substanz selbst ist eine weiße, schneeartige Masse, ihr Aggregatzustand ist eher amorph.

Es ist bekannt, dass die organische Chemie hinsichtlich der Anzahl der Verbindungen die anorganische Chemie bei weitem übertrifft. Dies wird durch das Phänomen der Isomerie und die Fähigkeit von Kohlenstoffatomen erklärt, Ketten aus Atomen unterschiedlicher Struktur zu bilden, die sich miteinander schließen. Natürlich gibt es eine bestimmte Ordnung, also eine Klassifizierung, der die gesamte organische Chemie unterliegt. Die Verbindungsklassen sind unterschiedlich, wir interessieren uns jedoch für eine bestimmte, die direkt mit dem betreffenden Element zusammenhängt. Es ist mit Phosphor. Diese beinhalten:

• Coenzyme – NADP, ATP, FMN, Pyridoxalphosphat und andere;
• Proteine;
• Nukleinsäuren, da der Phosphorsäurerest Teil des Nukleotids ist;
• Phospholipide und Phosphoproteine;
• Enzyme und Katalysatoren.

Der Ionentyp, an dem Phosphor an der Molekülbildung dieser Verbindungen beteiligt ist, ist PO 4 3-, also der saure Rest der Phosphorsäure. Einige Proteine ​​enthalten es als freies Atom oder einfaches Ion.

Für das normale Funktionieren jedes lebenden Organismus sind dieses Element und die von ihm gebildeten organischen Verbindungen äußerst wichtig und notwendig. Denn ohne Proteinmoleküle ist es unmöglich, einen einzigen Strukturteil des Körpers aufzubauen. Und DNA und RNA sind die Hauptträger und Übermittler der Erbinformationen. Generell müssen alle Anschlüsse vorhanden sein.

Anwendung von Phosphor in der Industrie

Der Einsatz von Phosphor und seinen Verbindungen in der Industrie lässt sich in mehreren Punkten charakterisieren.

1. Wird zur Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen, Brandbomben, einigen Arten von Treibstoffen und Schmiermitteln verwendet.
2. Als Gasabsorber und auch bei der Herstellung von Glühlampen.
3. Zum Schutz von Metallen vor Korrosion.
4. In der Landwirtschaft als Bodendünger.
5. Als Wasserenthärter.
6. Bei chemischen Synthesen bei der Herstellung verschiedener Stoffe.

Seine Rolle in lebenden Organismen beschränkt sich auf die Teilnahme an den Prozessen der Bildung von Zahnschmelz und Knochen. Teilnahme an anabolen und katabolen Reaktionen sowie Aufrechterhaltung der Pufferung der inneren Umgebung der Zelle und biologischer Flüssigkeiten. Es ist die Grundlage für die Synthese von DNA, RNA und Phospholipiden.

Gewinnung von Zinkphosphat

Cadmium ist ein seltenes Spurenelement mit einem Lithosphärengehalt von 1,3×10-5 Massen-%. Cadmium ist durch die Migration in heißem Grundwasser zusammen mit Zink und anderen chalkophilen Elementen sowie durch die Konzentration in hydrothermalen Lagerstätten gekennzeichnet.

Radon, seine Wirkung auf den Menschen

Radon kommt in gelöstem Zustand in vernachlässigbaren Mengen im Wasser von Mineralquellen, Seen und Heilschlamm vor. Es liegt in der Luft, die Höhlen, Grotten und tiefe, enge Täler füllt ...

Phosphor und seine Verbindungen

Phosphor ist eines der häufigsten Elemente. Der Gesamtgehalt in der Erdkruste beträgt etwa 0,08 %. Aufgrund seiner leichten Oxidation kommt Phosphor in der Natur nur in Form von Verbindungen vor...

Fullerene

Die Entdeckung der Fullerene führte auch zur Suche nach Fullerenstrukturen in kohlenstoffhaltigen Gesteinen. Fullerene kommen in der Natur vor. Geochemiker machten eine ähnliche erstaunliche Entdeckung. Sie entdeckten das Vorhandensein von Fulleren in den Proben ...

Eigenschaften von Elementen der Stickstoff-Untergruppe

Phosphor ist ein nichtmetallisches Element. Hinsichtlich der Anzahl der Elektronen und der elektronischen Konfiguration (3s23p3) ist das Phosphoratom ein Analogon des Stickstoffs. Aber im Vergleich zum Stickstoffatom hat das Phosphoratom einen größeren Radius, eine geringere Ionisierungsenergie und OEO ...

Chemische Eigenschaften von Zinn und seinen Verbindungen

Zinn ist ein charakteristisches Element des oberen Teils der Erdkruste, sein Gehalt in der Lithosphäre beträgt 2,5·10-4 Masse-%, in sauren magmatischen Gesteinen 3·10-4 Masse-% und in tieferen Grundgesteinen 1,5·10-4 %; noch weniger Zinn im Kaminsims...

Aktinidenchemie

Thorium und Uran haben unter den Aktiniden die höchste Häufigkeit; ihre atomaren Clarkes betragen 3×10?4 % bzw. 2×10?5 %. In der Erdkruste kommt Uran in Form des Minerals Uraninit vor – U3O8 (Harzerz, Uranpech)...

Element Kalzium. Eigenschaften, Herstellung, Anwendung

Aufgrund seiner hohen chemischen Aktivität kommt Calcium in der Natur nicht in freier Form vor. Kalzium macht 3,38 % der Masse der Erdkruste aus (das fünfthäufigste nach Sauerstoff, Silizium, Aluminium und Eisen). Isotope...