Être dans la nature. Le phosphore n’est pas présent dans la nature sous sa forme pure, car c’est un élément chimiquement actif. Il est largement distribué sous forme de composés, représentant environ 0,1 % de la masse de la croûte terrestre. Parmi les composés naturels du phosphore, le phosphate de calcium Ca3(POj) est le plus important - le composant principal des apatites et des phosphorites.

Modifications allotropiques. Le phosphore forme plusieurs modifications allotropiques. Parmi ceux-ci, les plus importants sont le phosphore blanc, rouge et noir. La différence dans les propriétés des modifications allotropiques du phosphore s'explique par leur structure.

Propriétés chimiques. De toutes les modifications allotropiques du phosphore, le phosphore blanc est celui qui possède la plus grande activité. Il s'oxyde rapidement à l'air. Même avec un faible chauffage, le phosphore s'enflamme et brûle, libérant une grande quantité de chaleur : 4P + 502 = 2P2Os.

Le phosphore se combine à de nombreuses substances simples : l'oxygène, les halogènes, le soufre et certains métaux.

Par exemple : 2P + 3S = P,S, ; 2P + 5S12 = 2RS1.

Application. Dans la production d'allumettes, en métallurgie, dans la production de munitions, pour la production de certains semi-conducteurs - phosphure de gallium et phosphure d'indium, pour la création de préparations pour la destruction des insectes nuisibles.

Composés du phosphore

Phosphures. Composés de phosphore avec des métaux. Lorsque les phosphures interagissent avec l'eau, de la phosphine PH est libérée : Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Phosphium. Un gaz très toxique avec une odeur d'ail. Ses propriétés chimiques sont similaires à celles de l’ammoniac, mais c’est un agent réducteur plus puissant.

Oxyde de phosphore (P). L'oxyde de phosphore (V) a l'apparence d'une masse blanche semblable à de la neige. Sa densité de vapeur correspond à la formule P4O10, cette formule reflète la composition réelle de la molécule. L'oxyde de phosphore (V) se combine facilement avec l'eau, il est donc utilisé comme agent déshydratant. Dans l'air, l'oxyde de phosphore (V), attirant l'humidité, se transforme rapidement en acide métaphosphorique : P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Acide orthophosphorique. Il est incolore et hautement soluble dans les cristaux d'eau. Pas toxique. Il s'agit d'un acide de force moyenne.

Puisqu'il est tribasique, sa dissociation dans les solutions aqueuses se produit en trois étapes. L'acide phosphorique est non volatil et très stable : il n'a pas de propriétés oxydantes. Par conséquent, il interagit avec les métaux qui se trouvent dans la série de potentiels d’électrodes standards à gauche de l’hydrogène.

Sels d'acide phosphorique :

a) les phosphates ; ils remplacent tous les atomes d'hydrogène dans l'acide phosphorique. Par exemple. CajCPOJj, K3P04;

b) les hydrophosphates ; dans ces sels, deux atomes d'hydrogène de l'acide sont remplacés. Par exemple. K,NR04. CaHP04;

c) dihydrogénophosphates - un atome d'hydrogène dans l'acide phosphorique est remplacé. Par exemple. KN,P04. Ca(H,P04).

Tous les phosphates dihydrogène sont hautement solubles dans l’eau. La plupart des phosphates moyens sont généralement peu solubles. Parmi les sels de cette série, seuls les phosphates de sodium, de potassium et d'ammonium sont solubles. Les hydrophosphates occupent une position intermédiaire en solubilité : ils sont plus solubles que les phosphates, et moins solubles que les dihydrogénophosphates.

Engrais phosphorés

Superphosphate simple. Un mélange de sulfate de calcium et de dihydrogénophosphate de calcium. Pour obtenir cet engrais, de la phosphorite broyée est mélangée à de l'acide sulfurique. À la suite de la réaction, il se forme un mélange hautement soluble dans l’eau. Cet engrais est obtenu en grande quantité sous forme de poudre ou de granulés.

Superphosphate double. Engrais concentré au phosphore de composition Ca(H,GO4). Il est obtenu en décomposant le phosphate naturel avec de l'acide phosphorique. Le superphosphate double ne contient pas de sulfate de calcium, ce qui réduit le coût de son transport et de son application au sol.

Farine de phosphorite. Minéral naturel broyé de composition CaDPO^,. C'est une poudre jaunâtre ou brune. Peu soluble dans l'eau. Utilisé sur les sols podzoliques acides.

Précipité. Engrais concentré au phosphore de composition CaHP04 - 2H.0. Peu soluble dans l'eau, mais soluble dans les acides organiques. Réduit l'acidité du sol. Il est obtenu en neutralisant l'acide phosphorique avec une solution d'hydroxyde de calcium.

En savoir plus sur le sujet Phosphore :

1. 1.1. Propriétés du phosphore élémentaire. 1.1.1. Allotropie du phosphore.
2. 3.3.1. Cinétique de conversion du phosphore blanc en présence d'AlBn

Cela ne se produit pas à l’état libre dans la nature.

Parmi les composés du phosphore, le plus important est le sel de calcium de l'acide phosphorique Ca 3 (PO 4) 2, qui, sous la forme de phosphorite minérale, forme par endroits de grands dépôts. En URSS, les gisements de phosphorites les plus riches se trouvent au sud du Kazakhstan, dans les montagnes Kara-Tau. Il existe souvent également un minéral contenant, en plus de Ca 3 (PO 4) 2, également du CaF 2 ou du CaCl 2. D'énormes gisements d'apatite ont été découverts dans les années 20 de ce siècle sur la péninsule de Kola. Ce gisement est le plus important au monde en termes de réserves.

Le phosphore, comme , est un élément absolument nécessaire à tous les êtres vivants, puisqu'il fait partie de diverses substances protéiques d'origine végétale et animale. Dans les plantes, le phosphore se trouve principalement dans les protéines des graines, dans les organismes animaux - dans les protéines du lait, du sang, du cerveau et des tissus nerveux. De plus, une grande quantité de phosphore est contenue dans les os des vertébrés sous forme de phosphate de calcium Ca 3 (PO 4) 2. Lorsque les os sont brûlés, toute la matière organique est brûlée et les cendres restantes sont principalement constituées de phosphate de calcium.

Le phosphore libre a été isolé pour la première fois dans l’urine au XVIIe siècle. Marque alchimiste. Actuellement, le phosphore est obtenu à partir du phosphate de calcium. Pour ce faire, le phosphate de calcium est mélangé avec du sable et du charbon et chauffé sans accès à l'air dans des fours spéciaux utilisant du courant électrique.

Pour comprendre la réaction qui se produit, vous devez imaginer le phosphate de calcium comme un composé d'oxyde de calcium et d'anhydride phosphorique (3CaO P 2 O 5) ; le sable, comme on le sait, est du dioxyde de silicium, ou anhydride de silicium SiO 2. À haute température, l'anhydride silicique déplace l'anhydride phosphorique et, en se combinant avec l'oxyde de calcium, forme le sel de calcium de l'acide silicique CaSiO 3, et l'anhydride phosphorique est réduit par le charbon en phosphore libre :

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

En additionnant les deux équations, on obtient :

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

Le phosphore libéré se transforme en vapeur qui est condensée dans un récepteur sous l'eau.

Le phosphore forme plusieurs modifications allotropiques.

Il est obtenu en refroidissant rapidement la vapeur de phosphore. C'est une substance cristalline solide. poids 1,82. Sous sa forme pure, il est totalement incolore.

et transparent ; le produit commercial est généralement peint de couleur jaunâtre et ressemble beaucoup à la cire . Il est fragile au froid, mais à des températures supérieures à 15° il devient mou et se coupe facilement au couteau. Le phosphore blanc fond à 44,2° et commence à bouillir à 280,5°. La molécule de phosphore dans la vapeur à des températures inférieures à 800° est constituée de quatre atomes (P 4). Dans l'air, le phosphore blanc s'oxyde très rapidement et brille dans le noir. C'est de là que vient le nom phosphore, qui signifie « porteur de lumière » en russe. Même avec un faible chauffage, pour lequel un simple frottement suffit, le phosphore s'enflamme et brûle, libérant une grande quantité de chaleur. Le phosphore peut également s'enflammer spontanément dans l'air en raison du dégagement de chaleur lors de l'oxydation. Pour protéger le phosphore blanc de l’oxydation, il est stocké sous l’eau. Le phosphore blanc est insoluble dans l’eau ; se dissout bien dans le sulfure de carbone.

Phosphore blanc- un poison puissant, même à petites doses il est mortel.

Si le phosphore blanc est chauffé pendant une longue période sans accès à l'air à 250-300°, il se transforme en une autre modification du phosphore, qui a une couleur rouge-violet et est appelée phosphore rouge. La même transformation s’opère, mais très lentement, sous l’influence de la lumière.

ses propriétés sont très différentes de celles du blanc ; il s'oxyde très lentement à l'air, ne brille pas dans le noir, ne s'enflamme qu'à 260°, ne se dissout pas dans le sulfure de carbone et n'est pas toxique. La densité du phosphore rouge est de 2,20. Lorsqu'il est chauffé fortement, sans fondre, il se transforme en vapeur qui, en refroidissant, produit du phosphore blanc.

Phosphore noir se forme à partir du rouge lorsqu'il est chauffé à 350° sous une pression de plusieurs centaines d'atmosphères. Il est d'apparence très similaire, gras au toucher, conduit bien l'électricité et est beaucoup plus lourd que les autres modifications du phosphore. La densité du phosphore noir est de 2,70, la température d'inflammation est de 490°.

Le principal domaine d'application du phosphore est la production d'allumettes. De nos jours, les allumettes sont un élément tellement nécessaire dans notre vie quotidienne qu'il est difficile d'imaginer comment les gens pourraient vivre sans eux. Pendant ce temps, les matchs n’existent que depuis 150 ans.

Les premières allumettes, apparues en 1805, étaient des bâtons de bois dont une extrémité était enduite d'un mélange de sel de Berthollet, de sucre et de gomme arabique. Ces allumettes étaient allumées en se mouillant la tête avec du soufre concentré.acide. Pour ce faire, les bâtons ont été plongés dans une petite fiole contenant de l’amiante imbibée d’acide sulfurique.

L'invention des allumettes au phosphore, allumées par friction, remonte aux années 30 du siècle dernier. Les têtes d'allumettes étaient constituées de soufre, recouvert d'un mélange de phosphore blanc et de certaines substances riches en oxygène (plomb rouge Pb 3 O 4 ou dioxyde de manganèse MnO 2), liés entre eux par de la colle. De telles allumettes étaient appelées allumettes au soufre et étaient utilisées en Russie jusqu'à la fin du XIXe siècle. Ils s'enflammaient facilement lorsqu'ils étaient frottés contre n'importe quelle surface, ce qui, bien que pratique, rendait les allumettes au soufre très inflammables. De plus, en raison de la toxicité du phosphore blanc, leur production a gravement nui à la santé des travailleurs des usines d'allumettes. Il y avait aussi des cas fréquents d'empoisonnement par les allumettes. Actuellement, dans presque tous les pays, la production d'allumettes en soufre a été interrompue en raison de leur remplacement par des allumettes dites de sécurité. Ces matchs ont été réalisés pour la première fois en Suède, c'est pourquoi ils sont parfois appelés suédois.

Dans la fabrication des allumettes de sécurité, on l'utilise exclusivement et il n'est pas contenu dans la tête de l'allumette, mais dans la masse appliquée sur le côté de la boîte d'allumettes. La tête d'allumette est constituée d'un mélange de substances inflammables avec du sel de Berthollet et des composés qui catalysent la décomposition de ce sel (Fe 2 O 3, etc.). Le mélange est hautement inflammable s'il est frotté contre la surface latérale d'une boîte d'allumettes recouverte du mélange spécifié.

En plus de la production d'allumettes, le phosphore est utilisé dans les affaires militaires. La combustion du phosphore produisant une épaisse fumée blanche, les munitions (obus d'artillerie, bombes aériennes, etc.) destinées à former ce qu'on appelle des « écrans de fumée » sont remplies de phosphore blanc. Une quantité importante de phosphore est dépensée pour la production de diverses préparations organophosphorées, qui comprennent des moyens très efficaces pour tuer les insectes nuisibles.

Le phosphore libre est extrêmement actif. Il se combine directement avec de nombreuses substances simples, libérant de grandes quantités de chaleur. Le phosphore se combine le plus facilement avec l'oxygène, puis avec les halogènes, le soufre et de nombreux métaux, et dans ce dernier cas, des nitrures similaires se forment, par exemple : Ca 3 P 2, Mg 3 P 2, etc. Toutes ces propriétés sont particulièrement prononcées dans phosphore blanc; le phosphore rouge réagit moins énergiquement, le noir entre généralement très difficilement dans les interactions chimiques.

Cela ne se produit pas à l’état libre dans la nature.

Parmi les composés du phosphore, le plus important est le sel de calcium de l'acide phosphorique Ca 3 (PO 4) 2, qui, sous la forme de phosphorite minérale, forme par endroits de grands dépôts. En URSS, les gisements de phosphorites les plus riches se trouvent au sud du Kazakhstan, dans les montagnes Kara-Tau. Il existe souvent également un minéral contenant, en plus de Ca 3 (PO 4) 2, également du CaF 2 ou du CaCl 2. D'énormes gisements d'apatite ont été découverts dans les années 20 de ce siècle sur la péninsule de Kola. Ce gisement est le plus important au monde en termes de réserves.

Le phosphore, comme , est un élément absolument nécessaire à tous les êtres vivants, puisqu'il fait partie de diverses substances protéiques d'origine végétale et animale. Dans les plantes, le phosphore se trouve principalement dans les protéines des graines, dans les organismes animaux - dans les protéines du lait, du sang, du cerveau et des tissus nerveux. De plus, une grande quantité de phosphore est contenue dans les os des vertébrés sous forme de phosphate de calcium Ca 3 (PO 4) 2. Lorsque les os sont brûlés, toute la matière organique est brûlée et les cendres restantes sont principalement constituées de phosphate de calcium.

Le phosphore libre a été isolé pour la première fois dans l’urine au XVIIe siècle. Marque alchimiste. Actuellement, le phosphore est obtenu à partir du phosphate de calcium. Pour ce faire, le phosphate de calcium est mélangé avec du sable et du charbon et chauffé sans accès à l'air dans des fours spéciaux utilisant du courant électrique.

Pour comprendre la réaction qui se produit, vous devez imaginer le phosphate de calcium comme un composé d'oxyde de calcium et d'anhydride phosphorique (3CaO P 2 O 5) ; le sable, comme on le sait, est du dioxyde de silicium, ou anhydride de silicium SiO 2. À haute température, l'anhydride silicique déplace l'anhydride phosphorique et, en se combinant avec l'oxyde de calcium, forme le sel de calcium de l'acide silicique CaSiO 3, et l'anhydride phosphorique est réduit par le charbon en phosphore libre :

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

En additionnant les deux équations, on obtient :

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

Le phosphore libéré se transforme en vapeur qui est condensée dans un récepteur sous l'eau.

Le phosphore forme plusieurs modifications allotropiques.

Il est obtenu en refroidissant rapidement la vapeur de phosphore. C'est une substance cristalline solide. poids 1,82. Sous sa forme pure, il est totalement incolore.

et transparent ; le produit commercial est généralement peint de couleur jaunâtre et ressemble beaucoup à la cire . Il est fragile au froid, mais à des températures supérieures à 15° il devient mou et se coupe facilement au couteau. Le phosphore blanc fond à 44,2° et commence à bouillir à 280,5°. La molécule de phosphore dans la vapeur à des températures inférieures à 800° est constituée de quatre atomes (P 4). Dans l'air, le phosphore blanc s'oxyde très rapidement et brille dans le noir. C'est de là que vient le nom phosphore, qui signifie « porteur de lumière » en russe. Même avec un faible chauffage, pour lequel un simple frottement suffit, le phosphore s'enflamme et brûle, libérant une grande quantité de chaleur. Le phosphore peut également s'enflammer spontanément dans l'air en raison du dégagement de chaleur lors de l'oxydation. Pour protéger le phosphore blanc de l’oxydation, il est stocké sous l’eau. Le phosphore blanc est insoluble dans l’eau ; se dissout bien dans le sulfure de carbone.

Phosphore blanc- un poison puissant, même à petites doses il est mortel.

Si le phosphore blanc est chauffé pendant une longue période sans accès à l'air à 250-300°, il se transforme en une autre modification du phosphore, qui a une couleur rouge-violet et est appelée phosphore rouge. La même transformation s’opère, mais très lentement, sous l’influence de la lumière.

ses propriétés sont très différentes de celles du blanc ; il s'oxyde très lentement à l'air, ne brille pas dans le noir, ne s'enflamme qu'à 260°, ne se dissout pas dans le sulfure de carbone et n'est pas toxique. La densité du phosphore rouge est de 2,20. Lorsqu'il est chauffé fortement, sans fondre, il se transforme en vapeur qui, en refroidissant, produit du phosphore blanc.

Phosphore noir se forme à partir du rouge lorsqu'il est chauffé à 350° sous une pression de plusieurs centaines d'atmosphères. Il est d'apparence très similaire, gras au toucher, conduit bien l'électricité et est beaucoup plus lourd que les autres modifications du phosphore. La densité du phosphore noir est de 2,70, la température d'inflammation est de 490°.

Le principal domaine d'application du phosphore est la production d'allumettes. De nos jours, les allumettes sont un élément tellement nécessaire dans notre vie quotidienne qu'il est difficile d'imaginer comment les gens pourraient vivre sans eux. Pendant ce temps, les matchs n’existent que depuis 150 ans.

Les premières allumettes, apparues en 1805, étaient des bâtons de bois dont une extrémité était enduite d'un mélange de sel de Berthollet, de sucre et de gomme arabique. Ces allumettes étaient allumées en se mouillant la tête avec du soufre concentré.acide. Pour ce faire, les bâtons ont été plongés dans une petite fiole contenant de l’amiante imbibée d’acide sulfurique.

L'invention des allumettes au phosphore, allumées par friction, remonte aux années 30 du siècle dernier. Les têtes d'allumettes étaient constituées de soufre, recouvert d'un mélange de phosphore blanc et de certaines substances riches en oxygène (plomb rouge Pb 3 O 4 ou dioxyde de manganèse MnO 2), liés entre eux par de la colle. De telles allumettes étaient appelées allumettes au soufre et étaient utilisées en Russie jusqu'à la fin du XIXe siècle. Ils s'enflammaient facilement lorsqu'ils étaient frottés contre n'importe quelle surface, ce qui, bien que pratique, rendait les allumettes au soufre très inflammables. De plus, en raison de la toxicité du phosphore blanc, leur production a gravement nui à la santé des travailleurs des usines d'allumettes. Il y avait aussi des cas fréquents d'empoisonnement par les allumettes. Actuellement, dans presque tous les pays, la production d'allumettes en soufre a été interrompue en raison de leur remplacement par des allumettes dites de sécurité. Ces matchs ont été réalisés pour la première fois en Suède, c'est pourquoi ils sont parfois appelés suédois.

Dans la fabrication des allumettes de sécurité, on l'utilise exclusivement et il n'est pas contenu dans la tête de l'allumette, mais dans la masse appliquée sur le côté de la boîte d'allumettes. La tête d'allumette est constituée d'un mélange de substances inflammables avec du sel de Berthollet et des composés qui catalysent la décomposition de ce sel (Fe 2 O 3, etc.). Le mélange est hautement inflammable s'il est frotté contre la surface latérale d'une boîte d'allumettes recouverte du mélange spécifié.

En plus de la production d'allumettes, le phosphore est utilisé dans les affaires militaires. La combustion du phosphore produisant une épaisse fumée blanche, les munitions (obus d'artillerie, bombes aériennes, etc.) destinées à former ce qu'on appelle des « écrans de fumée » sont remplies de phosphore blanc. Une quantité importante de phosphore est dépensée pour la production de diverses préparations organophosphorées, qui comprennent des moyens très efficaces pour tuer les insectes nuisibles.

Le phosphore libre est extrêmement actif. Il se combine directement avec de nombreuses substances simples, libérant de grandes quantités de chaleur. Le phosphore se combine le plus facilement avec l'oxygène, puis avec les halogènes, le soufre et de nombreux métaux, et dans ce dernier cas, des nitrures similaires se forment, par exemple : Ca 3 P 2, Mg 3 P 2, etc. Toutes ces propriétés sont particulièrement prononcées dans phosphore blanc; le phosphore rouge réagit moins énergiquement, le noir entre généralement très difficilement dans les interactions chimiques.

Parmi les éléments biogènes, une place particulière doit être accordée au phosphore. Après tout, sans cela, il est impossible d'exister des composés vitaux comme, par exemple, l'ATP ou les phospholipides, ainsi que bien d'autres. En même temps, les substances inorganiques de cet élément sont très riches en diverses molécules. Le phosphore et ses composés sont largement utilisés dans l’industrie, jouent un rôle important dans les processus biologiques et sont utilisés dans une grande variété d’activités humaines. Voyons donc ce qu’est cet élément, quelle est sa substance simple et ses composés les plus importants.

Phosphore : caractéristiques générales de l'élément

La position dans le tableau périodique peut être décrite en plusieurs points.

1. Cinquième groupe, sous-groupe principal.
2. Troisième petite période.
3. Numéro de série - 15.
4. Masse atomique - 30,974.
5. La configuration électronique de l'atome est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Les états d'oxydation possibles vont de -3 à +5.
7. Symbole chimique - P, prononciation dans les formules "pe". Le nom de l'élément est le phosphore. Nom latin Phosphore.

L'histoire de la découverte de cet atome remonte au lointain XIIe siècle. Même dans les archives des alchimistes, il y avait des informations qui parlaient de la production d’une substance « lumineuse » inconnue. Cependant, la date officielle de la synthèse et de la découverte du phosphore était 1669. Le marchand en faillite Brand, à la recherche de la pierre philosophale, a accidentellement synthétisé une substance capable d'émettre une lueur et de brûler avec une flamme vive et aveuglante. Il l'a fait en calcinant à plusieurs reprises l'urine humaine.

Après cela, cet élément a été obtenu indépendamment les uns des autres en utilisant à peu près les mêmes méthodes :

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

Aujourd'hui, l'une des méthodes les plus populaires de synthèse de cette substance est la réduction des minéraux correspondants contenant du phosphore à haute température sous l'influence du monoxyde de carbone et de la silice. Le processus est effectué dans des fours spéciaux. Le phosphore et ses composés sont des substances très importantes tant pour les êtres vivants que pour de nombreuses synthèses dans l'industrie chimique. Par conséquent, nous devrions considérer ce qu’est cet élément en tant que substance simple et où il se trouve dans la nature.

Phosphore, substance simple

Il est difficile de nommer un composé spécifique en matière de phosphore. Ceci s'explique par les nombreuses modifications allotropiques que présente cet élément. Il existe quatre types principaux de phosphore, une substance simple.

1. Blanc. Il s'agit d'un composé dont la formule est P 4. C'est une substance volatile blanche avec une odeur piquante et désagréable d'ail. S'enflamme spontanément dans l'air à des températures normales. Brûle avec une lumière vert pâle brillante. Très toxique et potentiellement mortel. L'activité chimique est extrêmement élevée, elle est donc obtenue et stockée sous une couche d'eau purifiée. Ceci est possible en raison de la faible solubilité dans les solvants polaires. Le disulfure de carbone et les substances organiques sont les mieux adaptés à cet effet pour le phosphore blanc. Lorsqu'il est chauffé, il peut se transformer en la prochaine forme allotropique : le phosphore rouge. Lorsque la vapeur se condense et refroidit, elle peut former des couches. Au toucher ils sont gras, mous, faciles à couper au couteau, blancs (légèrement jaunâtres). Point de fusion 44 0 C. En raison de son activité chimique, il est utilisé dans les synthèses. Mais en raison de sa toxicité, il n’est pas largement utilisé industriellement.
2. Jaune. C'est une forme de phosphore blanc mal purifiée. Il est encore plus toxique et sent également désagréable l’ail. Il s'enflamme et brûle avec une flamme verte brillante. Ces cristaux jaunes ou bruns ne se dissolvent pas du tout dans l'eau ; lors d'une oxydation complète, ils émettent des nuages ​​​​de fumée blanche de composition P4O10.
3. Le phosphore rouge et ses composés constituent la modification de cette substance la plus courante et la plus fréquemment utilisée dans l'industrie. La masse rouge pâteuse, qui sous pression élevée peut se transformer en cristaux violets, est chimiquement inactive. Il s'agit d'un polymère qui ne peut se dissoudre que dans certains métaux et rien d'autre. A une température de 250 0 C, il se sublime et se transforme en une modification blanche. Pas aussi toxique que les formes précédentes. Cependant, en cas d'exposition prolongée au corps, il est toxique. Il est utilisé pour appliquer un revêtement d’allumage sur les boîtes d’allumettes. Cela s'explique par le fait qu'il ne peut pas s'enflammer spontanément, mais lors de la dénotation et du frottement, il explose (s'enflamme).
4. Noir. Son apparence rappelle beaucoup le graphite et son toucher est également gras. C'est un semi-conducteur du courant électrique. Cristaux sombres, brillants, qui ne peuvent se dissoudre dans aucun solvant. Pour qu’il s’enflamme, des températures très élevées et un préchauffage sont nécessaires.

La forme de phosphore métallique récemment découverte est également intéressante. C'est un conducteur et possède un réseau cristallin cubique.

Propriétés chimiques

Les propriétés chimiques du phosphore dépendent de la forme sous laquelle il se trouve. Comme mentionné ci-dessus, les modifications jaunes et blanches sont les plus actives. De manière générale, le phosphore est capable d'interagir avec :

• les métaux, formant des phosphures et agissant comme agent oxydant ;
• les non-métaux, agissant comme agent réducteur et formant des composés volatils et non volatils de diverses sortes ;
• agents oxydants forts, se transformant en acide phosphorique;
• avec des alcalis caustiques concentrés selon le type de dismutation ;
• avec de l'eau à très haute température ;
• avec l'oxygène pour former divers oxydes.

Les propriétés chimiques du phosphore sont similaires à celles de l'azote. après tout, il fait partie du groupe des pnictogènes. Cependant, l’activité est plusieurs ordres de grandeur plus élevée, en raison de la diversité des modifications allotropiques.

Être dans la nature

En tant que nutriment, le phosphore est très abondant. Son pourcentage dans la croûte terrestre est de 0,09 %. C'est un chiffre assez important. Où trouve-t-on cet atome dans la nature ? Il existe plusieurs lieux principaux :

• la partie verte des plantes, leurs graines et leurs fruits ;
• tissus animaux (muscles, os, émail dentaire, nombreux composés organiques importants) ;
• La croûte terrestre;
• le sol;
• roches et minéraux;
• l'eau de mer.

Dans ce cas, on ne peut parler que de formes liées, mais pas de substance simple. Après tout, il est extrêmement actif et cela ne lui permet pas d'être libre. Parmi les minéraux les plus riches en phosphore figurent :

• Anglais;
• la fluoropaptite;
• svanbergite;
• phosphorite et autres.

L'importance biologique de cet élément ne peut être surestimée. Après tout, il fait partie de composés tels que :

• protéines;
• les phospholipides ;
• les phosphoprotéines;
• enzymes.

C’est-à-dire tous ceux qui sont vitaux et à partir desquels le corps tout entier est construit dans son ensemble. Les besoins quotidiens d'un adulte ordinaire sont d'environ 2 grammes.

Phosphore et ses composés

En tant qu'élément très actif, cet élément forme de nombreuses substances différentes. Après tout, il forme des phosphures et agit lui-même comme agent réducteur. Grâce à cela, il est difficile de nommer un élément qui serait inerte en réagissant avec lui. Par conséquent, les formules des composés du phosphore sont extrêmement diverses. Plusieurs classes de substances peuvent être citées à la formation desquelles elle participe activement.

1. Composés binaires - oxydes, phosphures, composés volatils d'hydrogène, sulfures, nitrures et autres. Par exemple : P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 et autres.
2. Substances complexes : sels de tous types (moyens, acides, basiques, doubles, complexes), acides. Exemple : 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 et autres.
3. Composés organiques contenant de l'oxygène : protéines, phospholipides, ATP, ADN, ARN et autres.

La plupart des types de substances désignés ont une importance industrielle et biologique importante. L'utilisation du phosphore et de ses composés est possible aussi bien à des fins médicales que pour la fabrication d'articles ménagers tout à fait ordinaires.

Connexions aux métaux

Les composés binaires du phosphore avec des métaux et des non-métaux moins électronégatifs sont appelés phosphures. Ce sont des substances ressemblant à du sel qui sont extrêmement instables lorsqu’elles sont exposées à divers agents. Même l’eau ordinaire provoque une décomposition rapide (hydrolyse).

De plus, sous l'influence d'acides non concentrés, la substance se décompose également en produits correspondants. Par exemple, si l'on parle de l'hydrolyse du phosphure de calcium, les produits seront de l'hydroxyde métallique et de la phosphine :

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

Et en soumettant le phosphure à la décomposition sous l'action d'un acide minéral, on obtient le sel et la phosphine correspondants :

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

En général, la valeur des composés considérés réside précisément dans le fait qu'il en résulte un composé hydrogène du phosphore, dont les propriétés seront discutées ci-dessous.

Volatils à base de phosphore

Il y en a deux principaux :

• phosphore blanc;
• phosphine

Nous avons déjà évoqué le premier ci-dessus et donné les caractéristiques. Ils ont dit qu'il s'agissait d'une fumée blanche et épaisse, hautement toxique, d'odeur désagréable et qui s'enflamme spontanément dans des conditions normales.

Mais qu’est-ce que la phosphine ? Il s’agit de la substance volatile la plus courante et la plus connue, qui contient l’élément en question. C'est binaire, et le deuxième participant est l'hydrogène. La formule du composé hydrogène du phosphore est PH 3, le nom est phosphine.

Les propriétés de cette substance peuvent être décrites comme suit.

1. Gaz incolore volatil.
2. Très toxique.
3. A l'odeur du poisson pourri.
4. Il n'interagit pas avec l'eau et s'y dissout très mal. Bien soluble dans la matière organique.
5. Dans des conditions normales, il est très chimiquement actif.
6. S'auto-enflamme dans l'air.
7. Formé lors de la décomposition des phosphures métalliques.

Un autre nom est le phosphane. Des histoires des temps anciens y sont associées. Le tout est quelque chose que les gens ont parfois vu et voient maintenant dans les cimetières et les marécages. Les lumières en forme de boule ou de bougie qui apparaissent ici et là, donnant une impression de mouvement, étaient considérées comme de mauvais augure et étaient très redoutées par les superstitieux. La raison de ce phénomène, selon les vues modernes de certains scientifiques, peut être considérée comme la combustion spontanée de la phosphine, qui se forme naturellement lors de la décomposition des résidus organiques, tant végétaux qu'animaux. Le gaz sort et, entrant en contact avec l'oxygène de l'air, s'enflamme. La couleur et la taille de la flamme peuvent varier. Le plus souvent, ce sont des lumières vives verdâtres.

Évidemment, tous les composés volatils du phosphore sont des substances toxiques facilement détectables par leur odeur piquante et désagréable. Ce signe permet d'éviter les empoisonnements et les conséquences désagréables.

Composés avec des non-métaux

Si le phosphore se comporte comme un agent réducteur, nous devrions alors parler de composés binaires avec des non-métaux. Le plus souvent, ils s’avèrent plus électronégatifs. Ainsi, on peut distinguer plusieurs types de substances de ce genre :

• un composé de phosphore et de soufre - sulfure de phosphore P 2 S 3 ;
• chlorure de phosphore III, V;
• oxydes et anhydride ;
• bromure et iodure et autres.

La chimie du phosphore et de ses composés est variée, il est donc difficile d'identifier les plus importants d'entre eux. Si nous parlons spécifiquement des substances formées à partir de phosphore et de non-métaux, les oxydes et les chlorures de compositions différentes sont de la plus haute importance. Ils sont utilisés dans les synthèses chimiques comme agents d’élimination de l’eau, comme catalyseurs, etc.

Ainsi, l'un des agents de séchage les plus puissants est le plus élevé - P 2 O 5. Il attire l'eau si fortement qu'au contact direct avec elle, une réaction violente se produit avec un bruit fort. La substance elle-même est une masse blanche semblable à de la neige, son état d'agrégation est plus proche de l'amorphe.

On sait que la chimie organique dépasse de loin la chimie inorganique en termes de nombre de composés. Cela s'explique par le phénomène d'isomérie et la capacité des atomes de carbone à former des chaînes d'atomes de structures différentes, se fermant les unes aux autres. Naturellement, il existe un certain ordre, c’est-à-dire une classification à laquelle est soumise toute chimie organique. Les classes de composés sont différentes, cependant, nous nous intéressons à une spécifique, directement liée à l'élément en question. C'est avec du phosphore. Ceux-ci inclus:

• coenzymes - NADP, ATP, FMN, phosphate de pyridoxal et autres ;
• protéines;
• les acides nucléiques, puisque le résidu acide phosphorique fait partie du nucléotide ;
• les phospholipides et les phosphoprotéines ;
• enzymes et catalyseurs.

Le type d'ion dans lequel le phosphore participe à la formation de la molécule de ces composés est PO 4 3-, c'est-à-dire qu'il s'agit du résidu acide de l'acide phosphorique. Certaines protéines le contiennent sous forme d’atome libre ou d’ion simple.

Pour le fonctionnement normal de tout organisme vivant, cet élément et les composés organiques qu'il forme sont extrêmement importants et nécessaires. Après tout, sans molécules protéiques, il est impossible de construire une seule partie structurelle du corps. Et l'ADN et l'ARN sont les principaux porteurs et transmetteurs d'informations héréditaires. En général, toutes les connexions doivent être présentes.

Application du phosphore dans l'industrie

L'utilisation du phosphore et de ses composés dans l'industrie peut être caractérisée en plusieurs points.

1. Utilisé dans la production d'allumettes, de composés explosifs, de bombes incendiaires, de certains types de carburant et de lubrifiants.
2. Comme absorbeur de gaz, ainsi que dans la fabrication de lampes à incandescence.
3. Pour protéger les métaux de la corrosion.
4. En agriculture comme engrais pour le sol.
5. Comme adoucisseur d'eau.
6. Dans les synthèses chimiques dans la production de diverses substances.

Son rôle dans les organismes vivants se réduit à participer aux processus de formation de l'émail des dents et des os. Participation aux réactions anabolisantes et cataboliques, ainsi qu'au maintien du tampon de l'environnement interne de la cellule et des fluides biologiques. C'est la base de la synthèse de l'ADN, de l'ARN et des phospholipides.

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