Biti u prirodi. Fosfor se u prirodi ne pojavljuje u svom čistom obliku, jer je kemijski aktivan element. Široko je rasprostranjen u obliku spojeva, čineći oko 0,1% zemljine kore po masi. Od prirodnih spojeva fosfora najvažniji je kalcijev fosfat Ca3(POj) - glavni sastojak apatita i fosforita.

Alotropske modifikacije. Fosfor tvori nekoliko alotropskih modifikacija. Od njih su najvažniji bijeli, crveni i crni fosfor. Razlika u svojstvima alotropskih modifikacija fosfora objašnjava se njihovom strukturom.

Kemijska svojstva. Od svih alotropskih modifikacija fosfora najveću aktivnost ima bijeli fosfor. Brzo oksidira na zraku. Čak i uz slabo zagrijavanje, fosfor se zapali i izgara, oslobađajući veliku količinu topline: 4P + 502 = 2P2Os.

Fosfor se spaja s mnogim jednostavnim tvarima: kisikom, halogenima, sumporom i nekim metalima.

Na primjer: 2P + 3S = P,S,; 2R + 5S12 = 2RS1,.

Primjena. U proizvodnji šibica, u metalurgiji, u proizvodnji streljiva, za proizvodnju određenih poluvodiča - galij fosfida i indij fosfida, za stvaranje pripravaka za uništavanje insekata štetnika.

Spojevi fosfora

Fosfidi. Spojevi fosfora s metalima. Prilikom interakcije fosfida s vodom oslobađa se fosfin PH: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2RN,.

Fosfij. Vrlo otrovan plin s mirisom češnjaka. Po kemijskim svojstvima slična je amonijaku, ali je jače redukcijsko sredstvo.

Fosforov oksid (P). Fosfor (V) oksid ima izgled bijele mase poput snijega. Njegova gustoća pare odgovara formuli P4O10, ova formula odražava stvarni sastav molekule. Fosfor (V) oksid se lako spaja s vodom, stoga se koristi kao sredstvo za uklanjanje vode. Na zraku se fosforov oksid (V), privlačeći vlagu, brzo pretvara u metafosfornu kiselinu: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Ortofosforna kiselina. Bezbojan je, vrlo topiv u vodenim kristalima. Nije otrovno. Ovo je kiselina srednje jakosti.

Budući da je trobazičan, njegova se disocijacija u vodenim otopinama odvija u tri koraka. Fosforna kiselina je nehlapljiva i vrlo stabilna: nema oksidirajuća svojstva. Zbog toga dolazi u interakciju s metalima koji su u nizu standardnih elektrodnih potencijala lijevo od vodika.

Soli fosforne kiseline:

a) fosfati; zamjenjuju sve atome vodika u fosfornoj kiselini. Na primjer. CajCPOJj, K3P04;

b) hidrofosfati; u tim solima su zamijenjena dva vodikova atoma kiseline. Na primjer. K,NR04. CaHP04;

c) dihidrogenfosfati – u fosfornoj kiselini dolazi do zamjene jednog atoma vodika. Na primjer. KN,P04. Ca(H,P04).

Svi dihidrogenfosfati su visoko topljivi u vodi. Većina srednjih fosfata općenito je slabo topljiva. Od soli u ovoj seriji topljivi su samo natrijev, kalijev i amonijev fosfat. Hidrofosfati zauzimaju srednji položaj u topljivosti: topiviji su od fosfata, a manje topivi od dihidrogenfosfata.

Fosforna gnojiva

Jednostavan superfosfat. Mješavina kalcijevog sulfata i kalcijevog dihidrogenfosfata. Da bi se dobilo ovo gnojivo, zdrobljeni fosforit se miješa sa sumpornom kiselinom. Kao rezultat reakcije nastaje smjesa koja je vrlo topljiva u vodi. Ovo se gnojivo dobiva u velikim količinama u obliku praha ili granula.

Dvostruki superfosfat. Koncentrirano fosforno gnojivo sastava Ca(H,GO4). Dobiva se razgradnjom prirodnog fosfata fosfornom kiselinom. Dvostruki superfosfat ne sadrži kalcijev sulfat, što smanjuje troškove njegovog transporta i nanošenja na tlo.

Fosforno brašno. Prirodni drobljeni mineral sastava CaDPO^,. To je žućkasti ili smeđi prah. Slabo topljiv u vodi. Koristi se na kiselim podzoličnim tlima.

Talog. Koncentrirano fosforno gnojivo sastava CaHP04 - 2H.0. Slabo topljiv u vodi, ali topiv u organskim kiselinama. Smanjuje kiselost tla. Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline otopinom kalcijevog hidroksida.

Više o temi Fosfor:

1. 1.1. Svojstva elementarnog fosfora. 1.1.1. Alotropija fosfora.
2. 3.3.1. Kinetika pretvorbe bijelog fosfora u prisutnosti AlBn

U prirodi se ne nalazi u slobodnom stanju.

Od fosfornih spojeva najvažnija je kalcijeva sol fosforne kiseline Ca 3 (PO 4) 2, koja u obliku minerala fosforita mjestimice stvara velike naslage. U SSSR-u, najbogatija nalazišta fosforita nalaze se u južnom Kazahstanu u planinama Kara-Tau. Često postoji i mineral koji osim Ca 3 (PO 4) 2 sadrži i CaF 2 ili CaCl 2. Ogromna nalazišta apatita otkrivena su 20-ih godina ovog stoljeća na poluotoku Kola. Ovo ležište je najveće na svijetu po svojim rezervama.

Fosfor je, kao i , element prijeko potreban svim živim bićima, budući da je dio različitih proteinskih tvari biljnog i životinjskog podrijetla. U biljkama se fosfor nalazi uglavnom u proteinima sjemena, u životinjskim organizmima - u proteinima mlijeka, krvi, mozga i živčanog tkiva. Osim toga, velika količina fosfora sadržana je u kostima kralježnjaka u obliku kalcijevog fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Kada se spaljuju kosti, izgaraju sve organske tvari, a preostali pepeo sastoji se uglavnom od kalcijevog fosfata.

Slobodni fosfor je prvi put izoliran iz urina još u 17. stoljeću. alkemičar Brand. Trenutno se fosfor dobiva iz kalcijevog fosfata. Da biste to učinili, kalcijev fosfat se pomiješa s pijeskom i ugljenom i zagrijava bez pristupa zraku u posebnim pećnicama pomoću električne struje.

Da biste razumjeli reakciju koja se događa, trebate zamisliti kalcijev fosfat kao spoj kalcijevog oksida s anhidridom fosforne kiseline (3CaO P 2 O 5); pijesak je, kao što je poznato, silicijev dioksid ili silicijev anhidrid SiO 2. Pri visokim temperaturama anhidrid silicijeve kiseline istiskuje anhidrid fosforne kiseline i, spajajući se s kalcijevim oksidom, tvori kalcijevu sol silicijeve kiseline CaSiO 3, a anhidrid fosforne kiseline reducira se ugljenom u slobodni fosfor:

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

Zbrajanjem obje jednadžbe dobivamo:

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

Oslobođeni fosfor se pretvara u paru koja se kondenzira u spremniku pod vodom.

Fosfor tvori nekoliko alotropskih modifikacija.

Dobiva se brzim hlađenjem para fosfora. Ovo je čvrsta kristalna tvar. težina 1,82. U svom čistom obliku potpuno je bezbojan.

i transparentan; komercijalni proizvod obično je obojen u žućkastu boju i izgledom je vrlo sličan vosku . Na hladnoći je krhak, ali na temperaturama iznad 15° postaje mekan i lako se reže nožem. Bijeli fosfor se tali na 44,2°, a počinje ključati na 280,5°. Molekula fosfora u pari na temperaturama ispod 800° sastoji se od četiri atoma (P 4).Na zraku bijeli fosfor vrlo brzo oksidira i svijetli u mraku. Odatle potječe naziv fosfor, što u prijevodu na ruski znači “svjetlonosni”. Čak i uz slabo zagrijavanje, za koje je dovoljno jednostavno trenje, fosfor se zapali i izgori, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se također može spontano zapaliti na zraku zbog oslobađanja topline tijekom oksidacije. Kako bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, pohranjuje se pod vodom. Bijeli fosfor je netopljiv u vodi; dobro se otapa u ugljikovom disulfidu.

Bijeli fosfor- jak otrov, čak iu malim dozama je smrtonosan.

Ako se bijeli fosfor zagrijava dugo vremena bez pristupa zraka na 250-300 °, pretvara se u drugu modifikaciju fosfora, koja ima crveno-ljubičastu boju i zove se crveni fosfor. Ista se transformacija događa, ali vrlo sporo, pod utjecajem svjetlosti.

njegova svojstva se oštro razlikuju od bijele; vrlo sporo oksidira na zraku, ne svijetli u mraku, pali se samo na 260°, ne otapa se u ugljikovom disulfidu i nije otrovan. Specifična težina crvenog fosfora je 2,20.Jakim zagrijavanjem, bez taljenja, prelazi u paru, pri čemu hlađenjem nastaje bijeli fosfor.

Crni fosfor nastaje iz crvene kada se zagrije na 350° pod pritiskom od nekoliko stotina atmosfera. Izgledom je vrlo sličan, mastan na dodir, dobro provodi struju i mnogo je teži od ostalih modifikacija fosfora. Specifična težina crnog fosfora je 2,70, temperatura paljenja je 490 °.

Glavno područje primjene fosfora je proizvodnja šibica. U današnje vrijeme šibice su toliko neophodna stvar u svakodnevnom životu da je teško zamisliti kako bi ljudi mogli živjeti bez njih. U međuvremenu, šibice postoje tek 150 godina.

Prve šibice, koje su se pojavile 1805. godine, bili su drveni štapići čiji je jedan kraj bio obložen mješavinom berthollet soli, šećera i arapske gume. Takve šibice palile su se tako da su im se glave namakale koncentriranim sumporom.kiselina. Da bi se to postiglo, štapići su uronjeni u malu bočicu koja je sadržavala azbest natopljen sumpornom kiselinom.

Izum fosfornih šibica, zapaljenih trenjem, datira iz 30-ih godina prošlog stoljeća. Glave šibica sastojale su se od sumpora, koji je bio obložen mješavinom bijelog fosfora s nekim tvarima bogatim kisikom (crveni olovo Pb 3 O 4 ili mangan dioksid MnO 2), međusobno povezani ljepilom. Takve šibice su se zvale sumporne šibice i bile su u upotrebi u Rusiji do kraja 19. stoljeća. Lako su se zapalile kad su se trljale o bilo koju površinu, što je, iako je predstavljalo pogodnost, činilo sumporne šibice vrlo zapaljivima. Osim toga, zbog toksičnosti bijelog fosfora, njihova je proizvodnja uzrokovala veliku štetu zdravlju radnika u tvornicama žigica. Česti su bili i slučajevi trovanja šibicama. Trenutno je u gotovo svim zemljama proizvodnja sumpornih šibica prekinuta zbog njihove zamjene tzv. sigurnosnim šibicama. Ove šibice prvo su napravljene u Švedskoj, zbog čega se ponekad nazivaju i švedskim.

U izradi sigurnosnih šibica koristi se isključivo ona, i to ne u glavi šibice, već u masi koja se nanosi na bočnu stranu kutije šibica. Glava šibice sastoji se od mješavine zapaljivih tvari s Bertoletovom soli i spojeva koji kataliziraju razgradnju te soli (Fe 2 O 3, itd.). Smjesa je lako zapaljiva ako se trlja o bočnu površinu kutije šibica premazanu navedenom smjesom.

Osim u proizvodnji šibica, fosfor se koristi u vojnim poslovima. Budući da izgaranjem fosfora nastaje gusti bijeli dim, streljivo (topničke granate, zračne bombe itd.) namijenjeno stvaranju tzv. “dimnih zavjesa” puni se bijelim fosforom. Značajne količine fosfora troše se na proizvodnju raznih organofosfornih pripravaka koji uključuju vrlo učinkovita sredstva za uništavanje insekata.

Slobodni fosfor je izuzetno aktivan. Izravno se spaja s mnogim jednostavnim tvarima, pri čemu se oslobađaju velike količine topline. Fosfor se najlakše spaja s kisikom, zatim s halogenima, sumporom i mnogim metalima, a u potonjem slučaju nastaju slični nitridima, npr.: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 itd. Sva ta svojstva posebno dolaze do izražaja kod bijeli fosfor; crveni fosfor reagira manje energetski, crna općenito vrlo teško ulazi u kemijske interakcije.

U prirodi se ne nalazi u slobodnom stanju.

Od fosfornih spojeva najvažnija je kalcijeva sol fosforne kiseline Ca 3 (PO 4) 2, koja u obliku minerala fosforita mjestimice stvara velike naslage. U SSSR-u, najbogatija nalazišta fosforita nalaze se u južnom Kazahstanu u planinama Kara-Tau. Često postoji i mineral koji osim Ca 3 (PO 4) 2 sadrži i CaF 2 ili CaCl 2. Ogromna nalazišta apatita otkrivena su 20-ih godina ovog stoljeća na poluotoku Kola. Ovo ležište je najveće na svijetu po svojim rezervama.

Fosfor je, kao i , element prijeko potreban svim živim bićima, budući da je dio različitih proteinskih tvari biljnog i životinjskog podrijetla. U biljkama se fosfor nalazi uglavnom u proteinima sjemena, u životinjskim organizmima - u proteinima mlijeka, krvi, mozga i živčanog tkiva. Osim toga, velika količina fosfora sadržana je u kostima kralježnjaka u obliku kalcijevog fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Kada se spaljuju kosti, izgaraju sve organske tvari, a preostali pepeo sastoji se uglavnom od kalcijevog fosfata.

Slobodni fosfor je prvi put izoliran iz urina još u 17. stoljeću. alkemičar Brand. Trenutno se fosfor dobiva iz kalcijevog fosfata. Da biste to učinili, kalcijev fosfat se pomiješa s pijeskom i ugljenom i zagrijava bez pristupa zraku u posebnim pećnicama pomoću električne struje.

Da biste razumjeli reakciju koja se događa, trebate zamisliti kalcijev fosfat kao spoj kalcijevog oksida s anhidridom fosforne kiseline (3CaO P 2 O 5); pijesak je, kao što je poznato, silicijev dioksid ili silicijev anhidrid SiO 2. Pri visokim temperaturama anhidrid silicijeve kiseline istiskuje anhidrid fosforne kiseline i, spajajući se s kalcijevim oksidom, tvori kalcijevu sol silicijeve kiseline CaSiO 3, a anhidrid fosforne kiseline reducira se ugljenom u slobodni fosfor:

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

Zbrajanjem obje jednadžbe dobivamo:

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

Oslobođeni fosfor se pretvara u paru koja se kondenzira u spremniku pod vodom.

Fosfor tvori nekoliko alotropskih modifikacija.

Dobiva se brzim hlađenjem para fosfora. Ovo je čvrsta kristalna tvar. težina 1,82. U svom čistom obliku potpuno je bezbojan.

i transparentan; komercijalni proizvod obično je obojen u žućkastu boju i izgledom je vrlo sličan vosku . Na hladnoći je krhak, ali na temperaturama iznad 15° postaje mekan i lako se reže nožem. Bijeli fosfor se tali na 44,2°, a počinje ključati na 280,5°. Molekula fosfora u pari na temperaturama ispod 800° sastoji se od četiri atoma (P 4).Na zraku bijeli fosfor vrlo brzo oksidira i svijetli u mraku. Odatle potječe naziv fosfor, što u prijevodu na ruski znači “svjetlonosni”. Čak i uz slabo zagrijavanje, za koje je dovoljno jednostavno trenje, fosfor se zapali i izgori, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se također može spontano zapaliti na zraku zbog oslobađanja topline tijekom oksidacije. Kako bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, pohranjuje se pod vodom. Bijeli fosfor je netopljiv u vodi; dobro se otapa u ugljikovom disulfidu.

Bijeli fosfor- jak otrov, čak iu malim dozama je smrtonosan.

Ako se bijeli fosfor zagrijava dugo vremena bez pristupa zraka na 250-300 °, pretvara se u drugu modifikaciju fosfora, koja ima crveno-ljubičastu boju i zove se crveni fosfor. Ista se transformacija događa, ali vrlo sporo, pod utjecajem svjetlosti.

njegova svojstva se oštro razlikuju od bijele; vrlo sporo oksidira na zraku, ne svijetli u mraku, pali se samo na 260°, ne otapa se u ugljikovom disulfidu i nije otrovan. Specifična težina crvenog fosfora je 2,20.Jakim zagrijavanjem, bez taljenja, prelazi u paru, pri čemu hlađenjem nastaje bijeli fosfor.

Crni fosfor nastaje iz crvene kada se zagrije na 350° pod pritiskom od nekoliko stotina atmosfera. Izgledom je vrlo sličan, mastan na dodir, dobro provodi struju i mnogo je teži od ostalih modifikacija fosfora. Specifična težina crnog fosfora je 2,70, temperatura paljenja je 490 °.

Glavno područje primjene fosfora je proizvodnja šibica. U današnje vrijeme šibice su toliko neophodna stvar u svakodnevnom životu da je teško zamisliti kako bi ljudi mogli živjeti bez njih. U međuvremenu, šibice postoje tek 150 godina.

Prve šibice, koje su se pojavile 1805. godine, bili su drveni štapići čiji je jedan kraj bio obložen mješavinom berthollet soli, šećera i arapske gume. Takve šibice palile su se tako da su im se glave namakale koncentriranim sumporom.kiselina. Da bi se to postiglo, štapići su uronjeni u malu bočicu koja je sadržavala azbest natopljen sumpornom kiselinom.

Izum fosfornih šibica, zapaljenih trenjem, datira iz 30-ih godina prošlog stoljeća. Glave šibica sastojale su se od sumpora, koji je bio obložen mješavinom bijelog fosfora s nekim tvarima bogatim kisikom (crveni olovo Pb 3 O 4 ili mangan dioksid MnO 2), međusobno povezani ljepilom. Takve šibice su se zvale sumporne šibice i bile su u upotrebi u Rusiji do kraja 19. stoljeća. Lako su se zapalile kad su se trljale o bilo koju površinu, što je, iako je predstavljalo pogodnost, činilo sumporne šibice vrlo zapaljivima. Osim toga, zbog toksičnosti bijelog fosfora, njihova je proizvodnja uzrokovala veliku štetu zdravlju radnika u tvornicama žigica. Česti su bili i slučajevi trovanja šibicama. Trenutno je u gotovo svim zemljama proizvodnja sumpornih šibica prekinuta zbog njihove zamjene tzv. sigurnosnim šibicama. Ove šibice prvo su napravljene u Švedskoj, zbog čega se ponekad nazivaju i švedskim.

U izradi sigurnosnih šibica koristi se isključivo ona, i to ne u glavi šibice, već u masi koja se nanosi na bočnu stranu kutije šibica. Glava šibice sastoji se od mješavine zapaljivih tvari s Bertoletovom soli i spojeva koji kataliziraju razgradnju te soli (Fe 2 O 3, itd.). Smjesa je lako zapaljiva ako se trlja o bočnu površinu kutije šibica premazanu navedenom smjesom.

Osim u proizvodnji šibica, fosfor se koristi u vojnim poslovima. Budući da izgaranjem fosfora nastaje gusti bijeli dim, streljivo (topničke granate, zračne bombe itd.) namijenjeno stvaranju tzv. “dimnih zavjesa” puni se bijelim fosforom. Značajne količine fosfora troše se na proizvodnju raznih organofosfornih pripravaka koji uključuju vrlo učinkovita sredstva za uništavanje insekata.

Slobodni fosfor je izuzetno aktivan. Izravno se spaja s mnogim jednostavnim tvarima, pri čemu se oslobađaju velike količine topline. Fosfor se najlakše spaja s kisikom, zatim s halogenima, sumporom i mnogim metalima, a u potonjem slučaju nastaju slični nitridima, npr.: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 itd. Sva ta svojstva posebno dolaze do izražaja kod bijeli fosfor; crveni fosfor reagira manje energetski, crna općenito vrlo teško ulazi u kemijske interakcije.

Među biogenim elementima posebno mjesto treba dati fosforu. Uostalom, bez njega je nemoguće postojati tako vitalni spojevi kao što su, na primjer, ATP ili fosfolipidi, kao i mnogi drugi.Istodobno, anorganske tvari ovog elementa vrlo su bogate različitim molekulama. Fosfor i njegovi spojevi naširoko se koriste u industriji, važni su sudionici bioloških procesa i koriste se u nizu ljudskih aktivnosti. Stoga, razmotrimo što je ovaj element, koja je njegova jednostavna tvar i najvažniji spojevi.

Fosfor: opće karakteristike elementa

Položaj u periodnom sustavu može se opisati u nekoliko točaka.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Treće malo razdoblje.
3. Serijski broj - 15.
4. Atomska masa - 30.974.
5. Elektronska konfiguracija atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Moguća oksidacijska stanja su od -3 do +5.
7. Kemijski simbol - P, izgovor u formulama "pe". Naziv elementa je fosfor. Latinski naziv Phosphorus.

Povijest otkrića ovog atoma seže u daleko 12. stoljeće. Čak su iu zapisima alkemičara postojale informacije koje govore o proizvodnji nepoznate "svjetleće" tvari. Međutim, službeni datum za sintezu i otkriće fosfora je 1669. Bankrotirani trgovac Brand, u potrazi za kamenom mudraca, slučajno je sintetizirao tvar koja je sposobna emitirati sjaj i gorjeti svijetlim, zasljepljujućim plamenom. Učinio je to tako što je više puta kalcinirao ljudski urin.

Nakon toga, ovaj element je dobiven neovisno jedan o drugom koristeći približno iste metode:

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

Danas je jedna od najpopularnijih metoda sintetiziranja ove tvari redukcija iz odgovarajućih minerala koji sadrže fosfor na visokim temperaturama pod utjecajem ugljičnog monoksida i silicija. Proces se provodi u posebnim pećnicama. Fosfor i njegovi spojevi vrlo su važne tvari kako za živa bića tako i za mnoge sinteze u kemijskoj industriji. Stoga bismo trebali razmotriti što je ovaj element kao jednostavna tvar i gdje se nalazi u prirodi.

Jednostavna tvar fosfor

Teško je imenovati neki konkretan spoj kada je u pitanju fosfor. To se objašnjava brojnim alotropskim modifikacijama koje ovaj element ima. Postoje četiri glavne vrste jednostavne tvari fosfora.

1. Bijela. Ovo je spoj čija je formula P4. To je bijela hlapljiva tvar oštrog, neugodnog mirisa na češnjak. Spontano se zapali na zraku pri normalnim temperaturama. Gori blistavom blijedozelenom svjetlošću. Vrlo otrovno i opasno po život. Kemijska aktivnost je izuzetno visoka, pa se dobiva i skladišti ispod sloja pročišćene vode. To je moguće zbog slabe topljivosti u polarnim otapalima. Ugljični disulfid i organske tvari najprikladniji su za tu svrhu za bijeli fosfor. Zagrijavanjem se može pretvoriti u sljedeći alotropski oblik - crveni fosfor. Kada se para kondenzira i ohladi, može formirati slojeve. Na dodir su masne, mekane, lako se režu nožem, bijele (malo žućkaste). Talište 44 0 C. Zbog svoje kemijske aktivnosti koristi se u sintezama. Ali zbog svoje toksičnosti, nema široku industrijsku primjenu.
2. Žuta boja. To je slabo pročišćeni oblik bijelog fosfora. Još je otrovniji i također neugodno miriše na češnjak. Pali se i gori svijetlim svijetlećim zelenim plamenom. Ovi žuti ili smeđi kristali uopće se ne otapaju u vodi, nakon potpune oksidacije ispuštaju oblake bijelog dima sastava P4O10.
3. Crveni fosfor i njegovi spojevi najčešća su i najčešće korištena modifikacija ove tvari u industriji. Tjestasta crvena masa, koja pod povišenim tlakom može prijeći u oblik ljubičastih kristala, kemijski je neaktivna. Ovo je polimer koji se može otopiti samo u određenim metalima i ni u čemu drugom. Na temperaturi od 250 0 C sublimira, pretvarajući se u bijelu modifikaciju. Nije tako otrovan kao prethodni oblici. Međutim, s produljenom izloženošću tijelu to je otrovno. Koristi se za nanošenje premaza za paljenje na kutije šibica. To se objašnjava činjenicom da se ne može spontano zapaliti, već tijekom denotacije i trenja eksplodira (zapali se).
4. Crno. Izgledom jako podsjeća na grafit i također je masna na dodir. To je poluvodič električne struje. Tamni kristali, sjajni, koji se uopće ne mogu otopiti u nikakvim otapalima. Da bi se zapalio, potrebne su vrlo visoke temperature i prethodno zagrijavanje.

Zanimljiv je i nedavno otkriveni oblik fosfora – metalni. Vodič je i ima kubičnu kristalnu rešetku.

Kemijska svojstva

Kemijska svojstva fosfora ovise o obliku u kojem se nalazi. Kao što je gore spomenuto, žute i bijele modifikacije su najaktivnije. Općenito, fosfor može djelovati s:

• metali, tvoreći fosfide i djelujući kao oksidacijsko sredstvo;
• nemetali, koji djeluju kao redukcijsko sredstvo i tvore hlapljive i nehlapljive spojeve raznih vrsta;
• jaka oksidacijska sredstva, pretvarajući se u fosfornu kiselinu;
• s koncentriranim kaustičnim alkalijama prema vrsti disproporcioniranja;
• s vodom na vrlo visokim temperaturama;
• s kisikom stvarajući razne okside.

Kemijska svojstva fosfora slična su onima dušika. na kraju krajeva, on je dio skupine pniktogena. Međutim, aktivnost je nekoliko redova veličine veća, zbog raznolikosti alotropskih modifikacija.

Biti u prirodi

Kao nutrijent, fosfor je vrlo zastupljen. Njegov postotak u zemljinoj kori je 0,09%. Ovo je prilično velika brojka. Gdje se taj atom nalazi u prirodi? Postoji nekoliko glavnih mjesta:

• zeleni dio biljaka, njihovo sjeme i plodovi;
• životinjska tkiva (mišići, kosti, zubna caklina, mnogi važni organski spojevi);
• Zemljina kora;
• tlo;
• stijene i minerali;
• morska voda.

U ovom slučaju možemo govoriti samo o vezanim oblicima, ali ne i o jednostavnoj supstanciji. Uostalom, on je izuzetno aktivan, a to mu ne dopušta da bude slobodan. Među mineralima najbogatijim fosforom su:

• Engleski;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit i drugi.

Biološki značaj ovog elementa ne može se precijeniti. Uostalom, dio je takvih spojeva kao što su:

• bjelančevine;
• fosfolipidi;
• fosfoproteini;
• enzima.

Odnosno sve one koje su vitalne i od kojih je izgrađeno cijelo tijelo. Dnevna potreba za običnu odraslu osobu je oko 2 grama.

Fosfor i njegovi spojevi

Kao vrlo aktivan element, ovaj element tvori mnogo različitih tvari. Uostalom, on stvara fosfide i sam djeluje kao redukcijski agens. Zahvaljujući tome, teško je imenovati element koji bi bio inertan u reakciji s njim. Stoga su formule spojeva fosfora izuzetno raznolike. Može se navesti nekoliko klasa tvari u čijem nastajanju aktivno sudjeluje.

1. Binarni spojevi - oksidi, fosfidi, hlapljivi vodikovi spojevi, sulfidi, nitridi i drugi. Na primjer: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 i drugi.
2. Složene tvari: soli svih vrsta (srednje, kisele, bazične, dvostruke, složene), kiseline. Primjer: 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 i drugi.
3. Organski spojevi koji sadrže kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA i drugi.

Većina označenih vrsta tvari ima važno industrijsko i biološko značenje. Upotreba fosfora i njegovih spojeva moguća je i u medicinske svrhe i za proizvodnju sasvim običnih kućanskih predmeta.

Veze s metalima

Binarni spojevi fosfora s metalima i manje elektronegativnim nemetalima nazivaju se fosfidi. To su tvari slične soli koje su izrazito nestabilne kada su izložene različitim agensima. Čak i obična voda uzrokuje brzu razgradnju (hidrolizu).

Osim toga, pod utjecajem nekoncentriranih kiselina, tvar se također raspada u odgovarajuće produkte. Na primjer, ako govorimo o hidrolizi kalcijevog fosfida, proizvodi će biti metalni hidroksid i fosfin:

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

I podvrgavanjem fosfida razgradnji pod djelovanjem mineralne kiseline, dobivamo odgovarajuću sol i fosfin:

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

Općenito, vrijednost spojeva koji se razmatraju leži upravo u činjenici da kao rezultat nastaje vodikov spoj fosfora, čija će svojstva biti objašnjena u nastavku.

Hlapljive tvari na bazi fosfora

Dva su glavna:

• bijeli fosfor;
• fosfin

Prvo smo već spomenuli gore i dali karakteristike. Rekli su da je to bijeli gusti dim, vrlo otrovan, neugodnog mirisa i samozapaljiv u normalnim uvjetima.

Ali što je fosfin? Ovo je najčešća i dobro poznata hlapljiva tvar, koja uključuje predmetni element. Binaran je, a drugi sudionik je vodik. Formula vodikovog spoja fosfora je PH 3, naziv je fosfin.

Svojstva ove tvari mogu se opisati na sljedeći način.

1. Hlapljivi bezbojni plin.
2. Vrlo otrovno.
3. Ima miris pokvarene ribe.
4. Ne stupa u interakciju s vodom i vrlo se slabo otapa u njoj. Dobro topljiv u organskim tvarima.
5. U normalnim uvjetima vrlo je kemijski aktivan.
6. Samozapaljiv na zraku.
7. Nastaje tijekom razgradnje metalnih fosfida.

Drugi naziv je fosfan. Uz njega se vežu priče iz davnih vremena. Cijela stvar je nešto što su ljudi ponekad vidjeli i sada vide na grobljima i močvarama. Svjetla u obliku lopte ili svijeće koja se pojavljuju tu i tamo, ostavljajući dojam kretanja, smatrala su se lošim znakom i praznovjerni su ih se ljudi jako bojali. Razlog ovog fenomena, prema suvremenim stajalištima nekih znanstvenika, može se smatrati spontanim sagorijevanjem fosfina, koji prirodno nastaje tijekom razgradnje organskih ostataka, kako biljnih tako i životinjskih. Plin izlazi i zapaljuje se u dodiru s kisikom u zraku. Boja i veličina plamena mogu varirati. Najčešće su to zelenkasta svijetla svjetla.

Očito su svi hlapljivi spojevi fosfora otrovne tvari koje se lako mogu otkriti po oštrom, neugodnom mirisu. Ovaj znak pomaže u izbjegavanju trovanja i neugodnih posljedica.

Spojevi s nemetalima

Ako se fosfor ponaša kao redukcijski agens, onda treba govoriti o binarnim spojevima s nemetalima. Najčešće se ispostavlja da su više elektronegativni. Dakle, možemo razlikovati nekoliko vrsta tvari ove vrste:

• spoj fosfora i sumpora - fosfor sulfid P 2 S 3;
• fosforov klorid III, V;
• oksidi i anhidridi;
• bromid i jodid i drugi.

Kemijski sastav fosfora i njegovih spojeva je raznolik, pa je teško identificirati najvažnije od njih. Ako govorimo konkretno o tvarima koje nastaju od fosfora i nemetala, tada su od najveće važnosti oksidi i kloridi različitih sastava. Koriste se u kemijskim sintezama kao sredstva za uklanjanje vode, kao katalizatori i tako dalje.

Dakle, jedno od najjačih sredstava za sušenje je najviše - P 2 O 5. Toliko snažno privlači vodu da pri izravnom kontaktu s njom dolazi do burne reakcije s jakim šumom. Sama tvar je bijela snježna masa, njeno agregatno stanje je bliže amorfnom.

Poznato je da organska kemija po broju spojeva daleko nadmašuje anorgansku kemiju. To se objašnjava fenomenom izomerije i sposobnošću atoma ugljika da tvore lance atoma različitih struktura, međusobno se zatvarajući. Naravno, postoji određeni red, odnosno klasifikacija kojoj podliježe sva organska kemija. Klase spojeva su različite, ali nas zanima jedna specifična, izravno vezana uz predmetni element. To je s fosforom. To uključuje:

• koenzimi - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat i drugi;
• bjelančevine;
• nukleinske kiseline, budući da je ostatak fosforne kiseline dio nukleotida;
• fosfolipidi i fosfoproteini;
• enzima i katalizatora.

Vrsta iona u kojoj fosfor sudjeluje u stvaranju molekule ovih spojeva je PO 4 3-, odnosno to je kiseli ostatak fosforne kiseline. Neki proteini ga sadrže u obliku slobodnog atoma ili jednostavnog iona.

Za normalno funkcioniranje svakog živog organizma ovaj element i organski spojevi koje on tvori iznimno su važni i potrebni. Uostalom, bez proteinskih molekula nemoguće je izgraditi niti jedan strukturni dio tijela. A DNA i RNA glavni su nositelji i prijenosnici nasljednih informacija. Općenito, svi priključci moraju biti prisutni.

Primjena fosfora u industriji

Korištenje fosfora i njegovih spojeva u industriji može se okarakterizirati u nekoliko točaka.

1. Koristi se u proizvodnji šibica, eksplozivnih spojeva, zapaljivih bombi, nekih vrsta goriva i maziva.
2. Kao apsorber plina, a također i u proizvodnji žarulja sa žarnom niti.
3. Za zaštitu metala od korozije.
4. U poljoprivredi kao gnojivo za tlo.
5. Kao omekšivač vode.
6. U kemijskim sintezama pri proizvodnji raznih tvari.

Njegova uloga u živim organizmima svodi se na sudjelovanje u procesima stvaranja zubne cakline i kostiju. Sudjelovanje u anaboličkim i kataboličkim reakcijama, kao i održavanje puferiranja unutarnjeg okoliša stanice i bioloških tekućina. Osnova je za sintezu DNA, RNA i fosfolipida.

Dobivanje cink fosfata

Kadmij je rijedak element u tragovima s klarkom litosfere od 1,3×10-5% po masi. Kadmij karakterizira migracija u toplim podzemnim vodama zajedno s cinkom i drugim halkofilnim elementima te koncentracija u hidrotermalnim naslagama...

Radon, njegov učinak na ljude

Radon se nalazi u neznatnim količinama u otopljenom stanju u vodama mineralnih izvora, jezera i ljekovitog blata. On je u zraku koji ispunjava špilje, špilje, duboke uske doline...

Fosfor i njegovi spojevi

Fosfor je jedan od čestih elemenata. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori je oko 0,08%. Zbog lake oksidacije, fosfor se u prirodi javlja samo u obliku spojeva...

fulereni

Otkriće fulerena također je dovelo do potrage za strukturama fulerena u stijenama koje sadrže ugljik. Fulereni su pronađeni u prirodi. Geokemičari su došli do sličnog zapanjujućeg otkrića. Otkrili su prisutnost fulerena u uzorcima...

Karakteristike elemenata podskupine dušika

Fosfor je nemetalni element. Po broju elektrona i elektronskoj konfiguraciji (3s23p3) atom fosfora je analog dušika. Ali u usporedbi s atomom dušika, atom fosfora ima veći radijus, nižu energiju ionizacije i OEO...

Kemijska svojstva kositra i njegovih spojeva

Kositar je karakterističan element gornjeg dijela zemljine kore, njegov sadržaj u litosferi je 2,5·10-4% po masi, u kiselim magmatskim stijenama 3·10-4%, a u dubljim bazičnim stijenama 1,5·10-4 %; još manje Kositar u plaštu...

Kemija aktinida

Torij i uran imaju najveću zastupljenost među aktinoidima; njihovi atomski klarkovi su 3×10?4% odnosno 2×10?5%. U zemljinoj kori uran se nalazi u obliku mineralnog oblika uraninita - U3O8 (smolna ruda, uranova smola)...

Element kalcij. Svojstva, proizvodnja, primjena

Zbog svoje visoke kemijske aktivnosti, kalcij se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku. Kalcij čini 3,38% mase zemljine kore (5. po zastupljenosti nakon kisika, silicija, aluminija i željeza). izotopi...