Luonnossa oleminen. Fosforia ei esiinny luonnossa puhtaassa muodossaan, koska se on kemiallisesti aktiivinen alkuaine. Se on levinnyt laajalti yhdisteiden muodossa, ja sen massa on noin 0,1 % maankuoresta. Luonnollisista fosforiyhdisteistä kalsiumfosfaatti Ca3(POj) on tärkein - apatiittien ja fosforiittien pääkomponentti.

Allotrooppiset modifikaatiot. Fosfori muodostaa useita allotrooppisia modifikaatioita. Näistä tärkeimmät ovat valkoinen, punainen ja musta fosfori. Fosforin allotrooppisten modifikaatioiden ominaisuuksien ero selittyy niiden rakenteella.

Kemialliset ominaisuudet. Kaikista fosforin allotrooppisista modifikaatioista valkoisella fosforilla on suurin aktiivisuus. Se hapettuu nopeasti ilmassa. Jopa heikosti kuumennettaessa fosfori syttyy ja palaa vapauttaen suuren määrän lämpöä: 4P + 502 = 2P2Os.

Fosfori yhdistyy monien yksinkertaisten aineiden kanssa: happi, halogeenit, rikki ja eräät metallit.

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

Sovellus. Tulitikkujen tuotannossa, metallurgiassa, ammusten tuotannossa, tiettyjen puolijohteiden - galliumfosfidin ja indiumfosfidin - valmistukseen, valmisteiden luomiseen tuhohyönteisten tuhoamiseksi.

Fosforiyhdisteet

Fosfidit. Fosforin yhdisteet metallien kanssa. Fosfidien vuorovaikutuksessa veden kanssa vapautuu fosfiinia PH: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Fosphium. Erittäin myrkyllinen kaasu, jolla on valkosipulin tuoksu. Sen kemialliset ominaisuudet ovat samanlaiset kuin ammoniakki, mutta se on vahvempi pelkistävä aine.

Fosforioksidi (P). Fosfori(V)oksidi näyttää valkoiselta lumenomaiselta massalta. Sen höyryntiheys vastaa kaavaa P4O10, tämä kaava heijastaa molekyylin todellista koostumusta. Fosfori(V)oksidi yhdistyy helposti veteen, joten sitä käytetään vedenpoistoaineena. Ilmassa kosteutta houkutteleva fosforioksidi (V) muuttuu nopeasti metafosforihapoksi: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Ortofosforihappo. Se on väritöntä, liukenee hyvin vesikiteisiin. Ei myrkyllinen. Tämä on keskivahva happo.

Koska se on kolmiemäksinen, sen dissosioituminen vesiliuoksissa tapahtuu kolmessa vaiheessa. Fosforihappo on haihtumaton ja erittäin stabiili: sillä ei ole hapettavia ominaisuuksia. Siksi se on vuorovaikutuksessa metallien kanssa, jotka ovat standardielektrodipotentiaalien sarjassa vedyn vasemmalla puolella.

Fosforihapon suolat:

a) fosfaatit; ne korvaavat kaikki vetyatomit fosforihapossa. Esimerkiksi. CajCPOJj, K3P04;

b) hydrofosfaatit; näissä suoloissa hapon kaksi vetyatomia on korvattu. Esimerkiksi. K,NR04. CaHP04;

c) divetyfosfaatit - yksi vetyatomi fosforihapossa korvataan. Esimerkiksi. KN, P04. Ca(H,P04).

Kaikki divetyfosfaatit liukenevat hyvin veteen. Useimmat keskimääräiset fosfaatit ovat yleensä huonosti liukenevia. Tämän sarjan suoloista vain natrium-, kalium- ja ammoniumfosfaatit ovat liukoisia. Hydrofosfaatit ovat liukoisuudessa väliasemassa: ne ovat liukoisempia kuin fosfaatit ja vähemmän liukoisia kuin divetyfosfaatit.

Fosforilannoitteet

Yksinkertainen superfosfaatti. Kalsiumsulfaatin ja kalsiumdivetyfosfaatin seos. Tämän lannoitteen saamiseksi murskattu fosforiitti sekoitetaan rikkihapon kanssa. Reaktion seurauksena muodostuu seos, joka liukenee hyvin veteen. Tätä lannoitetta saadaan suuria määriä jauheena tai rakeina.

Kaksinkertainen superfosfaatti. Fosforilannoitetiiviste, jonka koostumus on Ca(H,GO4). Sitä saadaan hajottamalla luonnonfosfaattia fosforihapolla. Kaksoissuperfosfaatti ei sisällä kalsiumsulfaattia, mikä vähentää sen kuljetus- ja levityskustannuksia.

Fosforiitti jauhot. Luonnollinen murskattu mineraali, jonka koostumus on CaDPO^,. Se on kellertävä tai ruskea jauhe. Liukenee heikosti veteen. Käytetään happamilla podzolic-mailla.

Saostua. Konsentroitu fosforilannoite, jonka koostumus on CaHP04 - 2H.0. Liukenee heikosti veteen, mutta liukenee orgaanisiin happoihin. Vähentää maaperän happamuutta. Se saadaan neutraloimalla fosforihappo kalsiumhydroksidiliuoksella.

Lisää aiheesta Fosfori:

1. 1.1. Alkuainefosforin ominaisuudet. 1.1.1. Fosforin allotropia.
2. 3.3.1. Valkoisen fosforin konversion kinetiikka AlBp:n läsnä ollessa

Sitä ei löydy luonnosta vapaassa tilassa.

Fosforiyhdisteistä tärkein on fosforihapon Ca 3 (PO 4) 2 kalsiumsuola, joka mineraalifosforiitin muodossa muodostaa paikoin suuria kerrostumia. Neuvostoliitossa rikkaimmat fosforiittiesiintymät sijaitsevat Etelä-Kazakstanissa Kara-Tau-vuorilla. Usein mukana on myös mineraali, joka sisältää Ca 3 (PO 4) 2:n lisäksi myös CaF 2:ta tai CaCl 2:ta. Tämän vuosisadan 20-luvulla Kuolan niemimaalta löydettiin valtavia apatiittiesiintymiä. Tämä talletus on varoiltaan maailman suurin.

Fosfori, kuten , on kaikille eläville olennoille ehdottoman välttämätön alkuaine, koska se on osa erilaisia ​​sekä kasvi- että eläinperäisiä proteiiniaineita. Kasveissa fosforia löytyy pääasiassa siementen proteiineista, eläinorganismeista - maidon, veren, aivojen ja hermokudoksen proteiineista. Lisäksi selkärankaisten luissa on suuri määrä fosforia kalsiumfosfaatti Ca 3 (PO 4) 2 muodossa. Luita poltettaessa kaikki orgaaninen aines palaa ja jäljelle jäävä tuhka koostuu pääasiassa kalsiumfosfaatista.

Vapaa fosfori eristettiin ensimmäisen kerran virtsasta 1600-luvulla. alkemisti Brand. Tällä hetkellä fosfori saadaan kalsiumfosfaatista. Tätä varten kalsiumfosfaatti sekoitetaan hiekkaan ja hiileen ja kuumennetaan ilman pääsyä ilmaan erityisissä uuneissa sähkövirralla.

Ymmärtääksesi tapahtuvan reaktion, sinun on kuviteltava kalsiumfosfaatti kalsiumoksidin yhdisteenä fosforihappoanhydridin kanssa (3CaO P 2 O 5); hiekka, kuten tiedetään, on piidioksidia tai piianhydridiä SiO 2. Korkeissa lämpötiloissa piihappoanhydridi syrjäyttää fosforihappoanhydridin ja muodostaa kalsiumoksidiin yhdistettynä piihapon CaSiO 3 kalsiumsuolan, ja fosforihappoanhydridi pelkistyy hiilen vaikutuksesta vapaaksi fosforiksi:

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

Lisäämällä molemmat yhtälöt, saamme:

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

Vapautunut fosfori muuttuu höyryksi, joka tiivistyy astiassa veden alla.

Fosfori muodostaa useita allotrooppisia modifikaatioita.

Se saadaan jäähdyttämällä nopeasti fosforihöyryä. Tämä on kiinteä kiteinen aine. paino 1,82. Puhtaassa muodossaan se on täysin väritön.

ja läpinäkyvä; kaupallinen tuote on yleensä maalattu kellertäväksi ja on ulkonäöltään hyvin samanlainen kuin vaha . Se on hauras kylmässä, mutta yli 15°:n lämpötilassa se pehmenee ja on helposti leikattavissa veitsellä. Valkoinen fosfori sulaa 44,2°:ssa ja alkaa kiehua 280,5°:ssa. Fosforimolekyyli höyryssä alle 800°:n lämpötiloissa koostuu neljästä atomista (P 4) Valkoinen fosfori hapettuu ilmassa hyvin nopeasti ja hehkuu pimeässä. Tästä tulee nimi fosfori, joka käännettynä venäjäksi tarkoittaa "valoa kantavaa". Jopa alhaisella lämmityksellä, johon yksinkertainen kitka riittää, fosfori syttyy ja palaa vapauttaen suuren määrän lämpöä. Fosfori voi myös syttyä itsestään ilmassa hapettumisen aikana vapautuvan lämmön vuoksi. Valkoisen fosforin suojaamiseksi hapettumiselta se varastoidaan veden alla. Valkoinen fosfori on veteen liukenematon; liukenee hyvin hiilidisulfidiin.

Valkoinen fosfori- vahva myrkky, jopa pieninä annoksina se on tappava.

Jos valkoista fosforia kuumennetaan pitkään ilman ilman pääsyä 250-300°:een, se muuttuu toiseksi fosforin muunnelmaksi, jolla on punavioletti väri ja jota kutsutaan punaiseksi fosforiksi. Sama muutos tapahtuu, mutta vain hyvin hitaasti, valon vaikutuksesta.

sen ominaisuudet eroavat jyrkästi valkoisesta; se hapettuu erittäin hitaasti ilmassa, ei hehku pimeässä, syttyy vain 260°:ssa, ei liukene hiilidisulfidiin eikä ole myrkyllinen. Punaisen fosforin ominaispaino on 2,20. Voimakkaasti kuumennettaessa sulamatta se muuttuu höyryksi, joka jäähtyessään tuottaa valkoista fosforia.

Musta fosfori muodostuu punaisesta kuumennettaessa 350°:een usean sadan ilmakehän paineessa. Se on ulkonäöltään hyvin samanlainen, rasvainen kosketukselle, johtaa hyvin sähköä ja on paljon raskaampaa kuin muut fosforin muunnelmat. Mustan fosforin ominaispaino on 2,70, syttymislämpötila 490°.

Fosforin pääasiallinen käyttöalue on tulitikkujen tuotanto. Tulitikut ovat nykyään niin välttämätön esine jokapäiväisessä elämässämme, että on vaikea kuvitella, kuinka ihmiset voisivat elää ilman niitä. Sillä välin otteluita on ollut olemassa vain 150 vuotta.

Ensimmäiset vuonna 1805 ilmestyneet tulitikut olivat puutikkuja, joiden toinen pää oli päällystetty Berthollet-suolan, sokerin ja arabikumin seoksella. Tällaiset tulitikut sytytettiin kastelemalla niiden päätä väkevällä rikillä.happoa. Tätä varten tikut upotettiin pieneen pulloon, joka sisälsi rikkihapossa liotettua asbestia.

Fosforitikkujen keksintö, jotka sytytetään kitkasta, juontaa juurensa viime vuosisadan 30-luvulta. Tulitikkujen päät koostuivat rikistä, joka päällystettiin valkoisen fosforin seoksella, jossa oli happipitoisia aineita (punainen lyijy Pb 3 O 4 tai mangaanidioksidi MnO 2), sidottu yhteen liimalla. Tällaisia ​​tulitikkuja kutsuttiin rikkitulitikuiksi ja ne olivat käytössä Venäjällä 1800-luvun loppuun asti. Ne syttyivät helposti, kun niitä hierotaan mitä tahansa pintaa vasten, mikä, vaikka se olikin mukavuus, teki rikkitulitikuista erittäin syttyviä. Lisäksi valkoisen fosforin myrkyllisyyden vuoksi niiden tuotanto aiheutti suurta haittaa tulitikkutehtaiden työntekijöiden terveydelle. Myös tulitikkujen aiheuttamia myrkytystapauksia esiintyi usein. Tällä hetkellä lähes kaikissa maissa rikkitulitikkujen tuotanto on lopetettu, koska ne on korvattu ns. turvatulitikuilla. Nämä tulitikut valmistettiin ensin Ruotsissa, minkä vuoksi niitä kutsutaan joskus ruotsiksi.

Turvatulitikkujen valmistuksessa sitä käytetään yksinomaan, eikä se ole tulitikkujen päässä, vaan tulitikkurasian kyljessä levitettävässä massassa. Tulitikkujen pää koostuu syttyvien aineiden seoksesta Berthollet-suolan ja tämän suolan hajoamista katalysoivien yhdisteiden (Fe 2 O 3 jne.) kanssa. Seos on erittäin syttyvää, jos sitä hierotaan määritetyllä seoksella päällystetyn tulitikkurasian sivupintaa vasten.

Tulitikkujen valmistuksen lisäksi fosforia käytetään sotilasasioissa. Koska fosforin palaminen tuottaa paksua valkoista savua, niin sanottujen "savuverhojen" muodostamiseen tarkoitetut ammukset (tykistöammukset, ilmapommit jne.) täytetään valkoisella fosforilla. Huomattava määrä fosforia kuluu erilaisten organofosforivalmisteiden valmistukseen, jotka sisältävät erittäin tehokkaita menetelmiä tuhohyönteisten tuhoamiseen.

Vapaa fosfori on erittäin aktiivista. Se yhdistyy suoraan monien yksinkertaisten aineiden kanssa vapauttaen suuria määriä lämpöä. Fosfori yhdistyy helpoimmin hapen kanssa, sitten halogeenien, rikin ja monien metallien kanssa, ja jälkimmäisessä tapauksessa muodostuu nitridien kaltaisia, esimerkiksi: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 jne. Kaikki nämä ominaisuudet ovat erityisen korostuneet valkoinen fosfori; punainen fosfori reagoi vähemmän energisesti, musta tulee yleensä erittäin vaikeasti kemiallisiin vuorovaikutuksiin.

Sitä ei löydy luonnosta vapaassa tilassa.

Fosforiyhdisteistä tärkein on fosforihapon Ca 3 (PO 4) 2 kalsiumsuola, joka mineraalifosforiitin muodossa muodostaa paikoin suuria kerrostumia. Neuvostoliitossa rikkaimmat fosforiittiesiintymät sijaitsevat Etelä-Kazakstanissa Kara-Tau-vuorilla. Usein mukana on myös mineraali, joka sisältää Ca 3 (PO 4) 2:n lisäksi myös CaF 2:ta tai CaCl 2:ta. Tämän vuosisadan 20-luvulla Kuolan niemimaalta löydettiin valtavia apatiittiesiintymiä. Tämä talletus on varoiltaan maailman suurin.

Fosfori, kuten , on kaikille eläville olennoille ehdottoman välttämätön alkuaine, koska se on osa erilaisia ​​sekä kasvi- että eläinperäisiä proteiiniaineita. Kasveissa fosforia löytyy pääasiassa siementen proteiineista, eläinorganismeista - maidon, veren, aivojen ja hermokudoksen proteiineista. Lisäksi selkärankaisten luissa on suuri määrä fosforia kalsiumfosfaatti Ca 3 (PO 4) 2 muodossa. Luita poltettaessa kaikki orgaaninen aines palaa ja jäljelle jäävä tuhka koostuu pääasiassa kalsiumfosfaatista.

Vapaa fosfori eristettiin ensimmäisen kerran virtsasta 1600-luvulla. alkemisti Brand. Tällä hetkellä fosfori saadaan kalsiumfosfaatista. Tätä varten kalsiumfosfaatti sekoitetaan hiekkaan ja hiileen ja kuumennetaan ilman pääsyä ilmaan erityisissä uuneissa sähkövirralla.

Ymmärtääksesi tapahtuvan reaktion, sinun on kuviteltava kalsiumfosfaatti kalsiumoksidin yhdisteenä fosforihappoanhydridin kanssa (3CaO P 2 O 5); hiekka, kuten tiedetään, on piidioksidia tai piianhydridiä SiO 2. Korkeissa lämpötiloissa piihappoanhydridi syrjäyttää fosforihappoanhydridin ja muodostaa kalsiumoksidiin yhdistettynä piihapon CaSiO 3 kalsiumsuolan, ja fosforihappoanhydridi pelkistyy hiilen vaikutuksesta vapaaksi fosforiksi:

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

Lisäämällä molemmat yhtälöt, saamme:

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

Vapautunut fosfori muuttuu höyryksi, joka tiivistyy astiassa veden alla.

Fosfori muodostaa useita allotrooppisia modifikaatioita.

Se saadaan jäähdyttämällä nopeasti fosforihöyryä. Tämä on kiinteä kiteinen aine. paino 1,82. Puhtaassa muodossaan se on täysin väritön.

ja läpinäkyvä; kaupallinen tuote on yleensä maalattu kellertäväksi ja on ulkonäöltään hyvin samanlainen kuin vaha . Se on hauras kylmässä, mutta yli 15°:n lämpötilassa se pehmenee ja on helposti leikattavissa veitsellä. Valkoinen fosfori sulaa 44,2°:ssa ja alkaa kiehua 280,5°:ssa. Fosforimolekyyli höyryssä alle 800°:n lämpötiloissa koostuu neljästä atomista (P 4) Valkoinen fosfori hapettuu ilmassa hyvin nopeasti ja hehkuu pimeässä. Tästä tulee nimi fosfori, joka käännettynä venäjäksi tarkoittaa "valoa kantavaa". Jopa alhaisella lämmityksellä, johon yksinkertainen kitka riittää, fosfori syttyy ja palaa vapauttaen suuren määrän lämpöä. Fosfori voi myös syttyä itsestään ilmassa hapettumisen aikana vapautuvan lämmön vuoksi. Valkoisen fosforin suojaamiseksi hapettumiselta se varastoidaan veden alla. Valkoinen fosfori on veteen liukenematon; liukenee hyvin hiilidisulfidiin.

Valkoinen fosfori- vahva myrkky, jopa pieninä annoksina se on tappava.

Jos valkoista fosforia kuumennetaan pitkään ilman ilman pääsyä 250-300°:een, se muuttuu toiseksi fosforin muunnelmaksi, jolla on punavioletti väri ja jota kutsutaan punaiseksi fosforiksi. Sama muutos tapahtuu, mutta vain hyvin hitaasti, valon vaikutuksesta.

sen ominaisuudet eroavat jyrkästi valkoisesta; se hapettuu erittäin hitaasti ilmassa, ei hehku pimeässä, syttyy vain 260°:ssa, ei liukene hiilidisulfidiin eikä ole myrkyllinen. Punaisen fosforin ominaispaino on 2,20. Voimakkaasti kuumennettaessa sulamatta se muuttuu höyryksi, joka jäähtyessään tuottaa valkoista fosforia.

Musta fosfori muodostuu punaisesta kuumennettaessa 350°:een usean sadan ilmakehän paineessa. Se on ulkonäöltään hyvin samanlainen, rasvainen kosketukselle, johtaa hyvin sähköä ja on paljon raskaampaa kuin muut fosforin muunnelmat. Mustan fosforin ominaispaino on 2,70, syttymislämpötila 490°.

Fosforin pääasiallinen käyttöalue on tulitikkujen tuotanto. Tulitikut ovat nykyään niin välttämätön esine jokapäiväisessä elämässämme, että on vaikea kuvitella, kuinka ihmiset voisivat elää ilman niitä. Sillä välin otteluita on ollut olemassa vain 150 vuotta.

Ensimmäiset vuonna 1805 ilmestyneet tulitikut olivat puutikkuja, joiden toinen pää oli päällystetty Berthollet-suolan, sokerin ja arabikumin seoksella. Tällaiset tulitikut sytytettiin kastelemalla niiden päätä väkevällä rikillä.happoa. Tätä varten tikut upotettiin pieneen pulloon, joka sisälsi rikkihapossa liotettua asbestia.

Fosforitikkujen keksintö, jotka sytytetään kitkasta, juontaa juurensa viime vuosisadan 30-luvulta. Tulitikkujen päät koostuivat rikistä, joka päällystettiin valkoisen fosforin seoksella, jossa oli happipitoisia aineita (punainen lyijy Pb 3 O 4 tai mangaanidioksidi MnO 2), sidottu yhteen liimalla. Tällaisia ​​tulitikkuja kutsuttiin rikkitulitikuiksi ja ne olivat käytössä Venäjällä 1800-luvun loppuun asti. Ne syttyivät helposti, kun niitä hierotaan mitä tahansa pintaa vasten, mikä, vaikka se olikin mukavuus, teki rikkitulitikuista erittäin syttyviä. Lisäksi valkoisen fosforin myrkyllisyyden vuoksi niiden tuotanto aiheutti suurta haittaa tulitikkutehtaiden työntekijöiden terveydelle. Myös tulitikkujen aiheuttamia myrkytystapauksia esiintyi usein. Tällä hetkellä lähes kaikissa maissa rikkitulitikkujen tuotanto on lopetettu, koska ne on korvattu ns. turvatulitikuilla. Nämä tulitikut valmistettiin ensin Ruotsissa, minkä vuoksi niitä kutsutaan joskus ruotsiksi.

Turvatulitikkujen valmistuksessa sitä käytetään yksinomaan, eikä se ole tulitikkujen päässä, vaan tulitikkurasian kyljessä levitettävässä massassa. Tulitikkujen pää koostuu syttyvien aineiden seoksesta Berthollet-suolan ja tämän suolan hajoamista katalysoivien yhdisteiden (Fe 2 O 3 jne.) kanssa. Seos on erittäin syttyvää, jos sitä hierotaan määritetyllä seoksella päällystetyn tulitikkurasian sivupintaa vasten.

Tulitikkujen valmistuksen lisäksi fosforia käytetään sotilasasioissa. Koska fosforin palaminen tuottaa paksua valkoista savua, niin sanottujen "savuverhojen" muodostamiseen tarkoitetut ammukset (tykistöammukset, ilmapommit jne.) täytetään valkoisella fosforilla. Huomattava määrä fosforia kuluu erilaisten organofosforivalmisteiden valmistukseen, jotka sisältävät erittäin tehokkaita menetelmiä tuhohyönteisten tuhoamiseen.

Vapaa fosfori on erittäin aktiivista. Se yhdistyy suoraan monien yksinkertaisten aineiden kanssa vapauttaen suuria määriä lämpöä. Fosfori yhdistyy helpoimmin hapen kanssa, sitten halogeenien, rikin ja monien metallien kanssa, ja jälkimmäisessä tapauksessa muodostuu nitridien kaltaisia, esimerkiksi: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 jne. Kaikki nämä ominaisuudet ovat erityisen korostuneet valkoinen fosfori; punainen fosfori reagoi vähemmän energisesti, musta tulee yleensä erittäin vaikeasti kemiallisiin vuorovaikutuksiin.

Biogeenisten alkuaineiden joukossa fosforille tulisi antaa erityinen paikka. Loppujen lopuksi ilman sitä on mahdotonta olla olemassa sellaisia ​​elintärkeitä yhdisteitä, kuten esimerkiksi ATP tai fosfolipidit, samoin kuin monet muut.Samaan aikaan tämän alkuaineen epäorgaaniset aineet ovat erittäin runsaasti erilaisia ​​​​molekyylejä. Fosforia ja sen yhdisteitä käytetään laajalti teollisuudessa, ne ovat tärkeitä osallistujia biologisissa prosesseissa ja niitä käytetään monenlaisissa ihmisten toimissa. Siksi pohditaan, mikä tämä alkuaine on, mikä sen yksinkertainen aine on ja tärkeimmät yhdisteet.

Fosfori: alkuaineen yleiset ominaisuudet

Asemaa jaksollisessa taulukossa voidaan kuvata useissa kohdissa.

1. Viides ryhmä, pääalaryhmä.
2. Kolmas pieni jakso.
3. Sarjanumero - 15.
4. Atomimassa - 30,974.
5. Atomin elektroninen konfiguraatio on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Mahdolliset hapetustilat ovat -3 - +5.
7. Kemiallinen symboli - P, ääntäminen kaavoissa "pe". Alkuaineen nimi on fosfori. Latinankielinen nimi Phosphorus.

Tämän atomin löytämisen historia juontaa juurensa kaukaiselle 1100-luvulle. Jopa alkemistien asiakirjoissa oli tietoa, joka puhui tuntemattoman "valoavan" aineen tuotannosta. Fosforin synteesin ja löytämisen virallinen päivämäärä oli kuitenkin 1669. Konkurssiin joutunut kauppias Brand, etsiessään viisasten kiveä, syntetisoi vahingossa aineen, joka pystyi säteilemään hehkua ja palamaan kirkkaalla, sokaisevalla liekillä. Hän teki tämän kalsinoimalla toistuvasti ihmisen virtsaa.

Tämän jälkeen tämä elementti saatiin toisistaan ​​riippumatta suunnilleen samoilla menetelmillä:

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

Nykyään yksi suosituimmista tämän aineen syntetisointimenetelmistä on pelkistys vastaavista fosforipitoisista mineraaleista korkeissa lämpötiloissa hiilimonoksidin ja piidioksidin vaikutuksesta. Prosessi suoritetaan erityisissä uuneissa. Fosfori ja sen yhdisteet ovat erittäin tärkeitä aineita sekä eläville olennoille että monille kemianteollisuuden synteeseille. Siksi meidän tulisi harkita, mikä tämä alkuaine on yksinkertaisena aineena ja missä sitä esiintyy luonnossa.

Yksinkertainen aine fosfori

Fosforin suhteen on vaikea nimetä mitään tiettyä yhdistettä. Tämä selittyy lukuisilla allotrooppisilla modifikaatioilla, joita tällä elementillä on. Yksinkertaisen aineen fosforia on neljä päätyyppiä.

1. Valkoinen. Tämä on yhdiste, jonka kaava on P4. Se on valkoinen haihtuva aine, jolla on terävä, epämiellyttävä valkosipulin haju. Syttyy spontaanisti ilmassa normaaleissa lämpötiloissa. Palaa hehkuvalla vaaleanvihreällä valolla. Erittäin myrkyllinen ja hengenvaarallinen. Kemiallinen aktiivisuus on erittäin korkea, joten se saadaan ja varastoidaan puhdistetun vesikerroksen alle. Tämä on mahdollista johtuen huonosta liukoisuudesta polaarisiin liuottimiin. Hiilidisulfidi ja orgaaniset aineet sopivat parhaiten tähän tarkoitukseen valkoiselle fosforille. Kuumennettaessa se voi muuttua seuraavaan allotrooppiseen muotoon - punaiseksi fosforiksi. Kun höyry tiivistyy ja jäähtyy, se voi muodostaa kerroksia. Kosketukselle ne ovat rasvaisia, pehmeitä, helppo leikata veitsellä, valkoisia (hieman kellertäviä). Sulamispiste 44 0 C. Kemiallisen aktiivisuutensa vuoksi sitä käytetään synteesissä. Mutta myrkyllisyytensä vuoksi sitä ei käytetä laajasti teollisesti.
2. Keltainen. Se on huonosti puhdistettu valkoisen fosforin muoto. Se on vielä myrkyllisempi ja haisee myös epämiellyttävältä valkosipulilta. Se syttyy ja palaa kirkkaasti hehkuvan vihreällä liekillä. Nämä keltaiset tai ruskeat kiteet eivät liukene veteen ollenkaan; täydellisen hapettumisen jälkeen niistä vapautuu valkoisia savupilviä, joiden koostumus on P4O10.
3. Punainen fosfori ja sen yhdisteet ovat tämän aineen yleisin ja eniten käytetty muunnos teollisuudessa. Tahnamainen punainen massa, joka voi kohotetussa paineessa muuttua purppuranpunaisiksi kiteiksi, on kemiallisesti inaktiivinen. Tämä on polymeeri, joka voi liueta vain tiettyihin metalleihin eikä mihinkään muuhun. 250 0 C lämpötilassa se sublimoituu muuttuen valkoiseksi muunnelmaksi. Ei niin myrkyllinen kuin aiemmat muodot. Pitkäaikainen altistuminen keholle on kuitenkin myrkyllistä. Sitä käytetään tulitikkurasioiden sytytyspinnoitteen levittämiseen. Tämä selittyy sillä, että se ei voi syttyä itsestään, mutta denotaatiossa ja kitkan aikana se räjähtää (syttyy).
4. Musta. Ulkonäöltään se muistuttaa hyvin grafiittia ja on myös rasvainen kosketukselle. Se on sähkövirran puolijohde. Tummat, kiiltävät kiteet, jotka eivät pysty liukenemaan ollenkaan liuottimiin. Jotta se syttyy, tarvitaan erittäin korkeita lämpötiloja ja esilämmitystä.

Mielenkiintoinen on myös äskettäin löydetty fosforin muoto - metallinen. Se on johdin ja siinä on kuutiomainen kidehila.

Kemialliset ominaisuudet

Fosforin kemialliset ominaisuudet riippuvat siitä, missä muodossa sitä esiintyy. Kuten edellä mainittiin, keltaiset ja valkoiset muutokset ovat aktiivisimpia. Yleensä fosfori pystyy olemaan vuorovaikutuksessa:

• metallit, jotka muodostavat fosfideja ja toimivat hapettimena;
• ei-metallit, jotka toimivat pelkistimenä ja muodostavat erilaisia ​​haihtuvia ja haihtumattomia yhdisteitä;
• voimakkaat hapettavat aineet, jotka muuttuvat fosforihapoksi;
• väkevällä emäksisellä emäksellä epäsuhtaisuuden tyypin mukaan;
• veden kanssa erittäin korkeissa lämpötiloissa;
• hapen kanssa muodostaen erilaisia ​​oksideja.

Fosforin kemialliset ominaisuudet ovat samanlaiset kuin typellä. loppujen lopuksi se on osa pniktogeeniryhmää. Aktiivisuus on kuitenkin useita suuruusluokkia suurempi allotrooppisten modifikaatioiden monimuotoisuuden vuoksi.

Luonnossa oleminen

Ravinteena fosforia on erittäin runsaasti. Sen prosenttiosuus maankuoressa on 0,09 %. Tämä on melko suuri luku. Mistä tämä atomi löytyy luonnosta? Pääpaikkoja on useita:

• kasvien vihreä osa, niiden siemenet ja hedelmät;
• eläinkudokset (lihakset, luut, hammaskiille, monet tärkeät orgaaniset yhdisteet);
• maankuori;
• maaperä;
• kivet ja mineraalit;
• merivettä.

Tässä tapauksessa voidaan puhua vain sidotuista muodoista, mutta ei yksinkertaisesta substanssista. Loppujen lopuksi hän on erittäin aktiivinen, ja tämä ei salli hänen olla vapaa. Fosforirikkaimpia mineraaleja ovat:

• Englanti;
• fluoropptiitti;
• svanbergiitti;
• fosforiitti ja muut.

Tämän elementin biologista merkitystä ei voi yliarvioida. Loppujen lopuksi se on osa sellaisia ​​yhdisteitä kuin:

• proteiinit;
• fosfolipidit;
• fosfoproteiinit;
• entsyymejä.

Eli kaikki ne, jotka ovat elintärkeitä ja joista koko keho on rakennettu. Tavallisen aikuisen päivittäinen tarve on noin 2 grammaa.

Fosfori ja sen yhdisteet

Erittäin aktiivisena alkuaineena tämä alkuaine muodostaa monia erilaisia ​​aineita. Loppujen lopuksi se muodostaa fosfideja ja toimii itse pelkistimenä. Tämän ansiosta on vaikea nimetä elementtiä, joka olisi inertti reagoiessaan sen kanssa. Siksi fosforiyhdisteiden kaavat ovat erittäin erilaisia. Voidaan mainita useita aineluokkia, joiden muodostukseen se on aktiivinen osallistuja.

1. Binääriyhdisteet - oksidit, fosfidit, haihtuvat vetyyhdisteet, sulfidit, nitridit ja muut. Esimerkiksi: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 ja muut.
2. Monimutkaiset aineet: kaiken tyyppiset suolat (keskikokoiset, happamat, emäksiset, kaksois-, kompleksiset), hapot. Esimerkki: 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 ja muut.
3. Happea sisältävät orgaaniset yhdisteet: proteiinit, fosfolipidit, ATP, DNA, RNA ja muut.

Useimmilla nimetyillä ainetyypeillä on tärkeä teollinen ja biologinen merkitys. Fosforin ja sen yhdisteiden käyttö on mahdollista sekä lääketieteellisiin tarkoituksiin että aivan tavallisten taloustavaroiden valmistukseen.

Liitännät metalleihin

Fosforin binääriyhdisteitä metallien ja vähemmän elektronegatiivisten epämetallien kanssa kutsutaan fosfideiksi. Nämä ovat suolan kaltaisia ​​aineita, jotka ovat erittäin epävakaita joutuessaan alttiiksi erilaisille aineille. Tavallinenkin vesi aiheuttaa nopean hajoamisen (hydrolyysin).

Lisäksi väkevöimättömien happojen vaikutuksesta aine myös hajoaa vastaaviksi tuotteiksi. Esimerkiksi, jos puhumme kalsiumfosfidin hydrolyysistä, tuotteet ovat metallihydroksidia ja fosfiinia:

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

Ja altistamalla fosfidin hajoaminen mineraalihapon vaikutuksesta, saamme vastaavan suolan ja fosfiinin:

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

Yleisesti ottaen tarkasteltavien yhdisteiden arvo on juuri siinä, että tuloksena muodostuu fosforin vetyyhdiste, jonka ominaisuuksia käsitellään jäljempänä.

Fosforipohjaiset haihtuvat aineet

Niitä on kaksi:

• valkoinen fosfori;
• fosfiini

Olemme jo maininneet ensimmäisen edellä ja antaneet ominaisuudet. He sanoivat sen olevan valkoista paksua savua, erittäin myrkyllistä, haisevaa epämiellyttävältä ja itsestään syttyvää normaaleissa olosuhteissa.

Mutta mikä on fosfiini? Tämä on yleisin ja tunnetuin haihtuva aine, joka sisältää kyseisen alkuaineen. Se on binäärinen, ja toinen osallistuja on vety. Fosforin vetyyhdisteen kaava on PH 3, nimi on fosfiini.

Tämän aineen ominaisuuksia voidaan kuvata seuraavasti.

1. Haihtuva väritön kaasu.
2. Erittäin myrkyllinen.
3. Haisee mädäntyneeltä kalan.
4. Se ei ole vuorovaikutuksessa veden kanssa ja liukenee siihen erittäin huonosti. Liukenee hyvin orgaaniseen aineeseen.
5. Normaaleissa olosuhteissa se on kemiallisesti erittäin aktiivista.
6. Syttyy itsestään ilmassa.
7. Muodostuu metallifosfidien hajoamisen aikana.

Toinen nimi on fosfaani. Siihen liittyy tarinoita muinaisista ajoista. Koko asia on jotain, mitä ihmiset joskus näkevät ja näkevät nyt hautausmailla ja soilla. Pallon muotoisia tai kynttilän muotoisia valoja, jotka ilmestyvät siellä täällä ja jotka antavat vaikutelman liikkeestä, pidettiin huonona enteenä, ja taikauskoiset ihmiset pelkäsivät niitä suuresti. Tämän ilmiön syynä voidaan joidenkin tutkijoiden nykyaikaisten näkemysten mukaan pitää fosfiinin itsestään palamista, joka muodostuu luonnollisesti orgaanisten jäämien, sekä kasvi- että eläinperäisten, hajoamisen aikana. Kaasu tulee ulos ja joutuessaan kosketuksiin ilman hapen kanssa syttyy palamaan. Liekin väri ja koko voivat vaihdella. Useimmiten nämä ovat vihertäviä kirkkaita valoja.

Ilmeisesti kaikki haihtuvat fosforiyhdisteet ovat myrkyllisiä aineita, jotka voidaan helposti havaita niiden terävän, epämiellyttävän hajun perusteella. Tämä merkki auttaa välttämään myrkytyksen ja epämiellyttäviä seurauksia.

Yhdisteet ei-metallien kanssa

Jos fosfori käyttäytyy pelkistimenä, meidän pitäisi puhua binääriyhdisteistä ei-metallien kanssa. Useimmiten ne osoittautuvat elektronegatiivisemmiksi. Joten voimme erottaa useita tämän tyyppisiä aineita:

• fosforin ja rikin yhdiste - fosforisulfidi P2S3;
• fosforikloridi III, V;
• oksidit ja anhydridit;
• bromidi ja jodidi ja muut.

Fosforin ja sen yhdisteiden kemia on monipuolinen, joten niistä tärkeimpiä on vaikea tunnistaa. Jos puhumme erityisesti aineista, jotka muodostuvat fosforista ja epämetalleista, niin eri koostumuksilla olevat oksidit ja kloridit ovat erittäin tärkeitä. Niitä käytetään kemiallisissa synteeseissä vettä poistavina aineina, katalyytteinä ja niin edelleen.

Joten yksi tehokkaimmista kuivausaineista on korkein - P 2 O 5. Se vetää puoleensa vettä niin voimakkaasti, että suorassa kosketuksessa sen kanssa tapahtuu raju reaktio voimakkaalla äänellä. Aine itsessään on valkoinen lumimainen massa, sen aggregaatiotila on lähempänä amorfista.

Tiedetään, että orgaaninen kemia ylittää huomattavasti epäorgaanisen kemian yhdisteiden lukumäärän suhteen. Tämä selittyy isomeria-ilmiöllä ja hiiliatomien kyvyllä muodostaa eri rakenteiden atomien ketjuja, jotka sulkeutuvat toisiinsa. Luonnollisesti on olemassa tietty järjestys, toisin sanoen luokitus, johon kaikki orgaaninen kemia kuuluu. Yhdisteluokat ovat erilaisia, mutta olemme kiinnostuneita yhdestä tietystä, joka liittyy suoraan kyseiseen alkuaineeseen. Se on fosforin kanssa. Nämä sisältävät:

• koentsyymit - NADP, ATP, FMN, pyridoksaalifosfaatti ja muut;
• proteiinit;
• nukleiinihapot, koska fosforihappotähde on osa nukleotidia;
• fosfolipidit ja fosfoproteiinit;
• entsyymejä ja katalyyttejä.

Ionityyppi, jossa fosfori osallistuu näiden yhdisteiden molekyylin muodostukseen, on PO 4 3-, eli se on fosforihapon hapan jäännös. Jotkut proteiinit sisältävät sen vapaan atomin tai yksinkertaisen ionin muodossa.

Jokaisen elävän organismin normaalille toiminnalle tämä alkuaine ja sen muodostamat orgaaniset yhdisteet ovat erittäin tärkeitä ja välttämättömiä. Loppujen lopuksi ilman proteiinimolekyylejä on mahdotonta rakentaa yhtä kehon rakenneosaa. Ja DNA ja RNA ovat tärkeimmät perinnöllisen tiedon kantajat ja välittäjät. Yleensä kaikkien liitäntöjen on oltava olemassa.

Fosforin käyttö teollisuudessa

Fosforin ja sen yhdisteiden käyttöä teollisuudessa voidaan luonnehtia useilla seikoilla.

1. Käytetään tulitikkujen, räjähdysaineiden, sytytyspommien, joidenkin tyyppisten polttoaineiden ja voiteluaineiden valmistukseen.
2. Kaasun absorboijana ja myös hehkulamppujen valmistuksessa.
3. Metallien suojaamiseen korroosiolta.
4. Maataloudessa maaperän lannoitteina.
5. Vedenpehmennysaineena.
6. Kemiallisissa synteeseissä erilaisten aineiden tuotannossa.

Sen rooli elävissä organismeissa rajoittuu osallistumiseen hammaskiilteen ja luiden muodostumisprosesseihin. Osallistuminen anabolisiin ja katabolisiin reaktioihin sekä solun sisäisen ympäristön ja biologisten nesteiden puskuroinnin ylläpitämiseen. Se on DNA:n, RNA:n ja fosfolipidien synteesin perusta.

Sinkkifosfaatin saaminen

Kadmium on harvinainen ja hivenaine, jonka litosfääriklarkkia on 1,3 × 10-5 massaprosenttia. Kadmiumille on ominaista kulkeutuminen kuumassa maanalaisessa vedessä yhdessä sinkin ja muiden kalkofiilisten alkuaineiden kanssa ja keskittyminen hydrotermisiin kerrostumiin...

Radon, sen vaikutus ihmisiin

Radonia on vähäisiä määriä liuenneena mineraalilähteiden, järvien ja lääkemudan vesissä. Se on ilmassa, joka täyttää luolia, luolia, syviä kapeita laaksoja...

Fosfori ja sen yhdisteet

Fosfori on yksi yleisimmistä alkuaineista. Maankuoren kokonaispitoisuus on noin 0,08 %. Helposti hapettumisensa ansiosta fosforia esiintyy luonnossa vain yhdisteiden muodossa...

Fullereenit

Fullereenien löytö johti myös fullereenirakenteiden etsimiseen hiiltä sisältävistä kivistä. Fullereeneja on löydetty luonnosta. Geokemistit tekivät samanlaisen hämmästyttävän löydön. He havaitsivat fullereenin esiintymisen näytteistä...

Typpialaryhmän alkuaineiden ominaisuudet

Fosfori on ei-metallinen alkuaine. Elektronien lukumäärän ja elektronisen konfiguraation (3s23p3) suhteen fosforiatomi on typen analogi. Mutta verrattuna typpiatomiin, fosforiatomilla on suurempi säde, pienempi ionisaatioenergia ja OEO...

Tinan ja sen yhdisteiden kemialliset ominaisuudet

Tina on maankuoren yläosan tyypillinen alkuaine, sen pitoisuus litosfäärissä on 2,5·10-4 massaprosenttia, happamissa magmakivissä 3·10-4 % ja syvemmässä emäksissä 1,5·10-4 %; vielä vähemmän tinaa vaipassa...

Aktinidikemia

Toriumia ja uraania on eniten aktinideista; niiden atomiklarkit ovat 3 × 10 - 4 % ja 2 × 10 - 5 %. Maankuoressa uraania löytyy mineraalimuodossa uraniniitista - U3O8 (hartsimalmi, uraanipiki)...

Alkuaine kalsium. Ominaisuudet, tuotanto, sovellus

Korkean kemiallisen aktiivisuutensa vuoksi kalsiumia ei esiinny luonnossa vapaassa muodossa. Kalsiumin osuus maankuoren massasta on 3,38 % (viidenneksi runsain hapen, piin, alumiinin ja raudan jälkeen). Isotoopit...