Atrodoties dabā. Tīrā veidā fosfors dabā nav sastopams, jo tas ir ķīmiski aktīvs elements. Tas ir plaši izplatīts savienojumu veidā, veidojot aptuveni 0,1% no zemes garozas masas. No dabiskajiem fosfora savienojumiem nozīmīgākais ir kalcija fosfāts Ca3(POj) - galvenā apatītu un fosforītu sastāvdaļa.

Allotropās modifikācijas. Fosfors veido vairākas alotropiskas modifikācijas. No tiem svarīgākais ir baltais, sarkanais un melnais fosfors. Fosfora alotropo modifikāciju īpašību atšķirības ir izskaidrojamas ar to struktūru.

Ķīmiskās īpašības. No visām fosfora allotropajām modifikācijām baltajam fosforam ir vislielākā aktivitāte. Tas ātri oksidējas gaisā. Pat ar zemu karsēšanu fosfors aizdegas un sadedzina, izdalot lielu siltuma daudzumu: 4P + 502 = 2P2Os.

Fosfors savienojas ar daudzām vienkāršām vielām: skābekli, halogēniem, sēru un dažiem metāliem.

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

Pieteikums. Sērkociņu ražošanā, metalurģijā, munīcijas ražošanā, atsevišķu pusvadītāju - gallija fosfīda un indija fosfīda ražošanai, preparātu radīšanai kaitēkļu kukaiņu iznīcināšanai.

Fosfora savienojumi

Fosfīdi. Fosfora savienojumi ar metāliem. Fosfīdiem mijiedarbojoties ar ūdeni, izdalās fosfīns PH: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Fosfijs. Ļoti indīga gāze ar ķiploku smaržu. Tā ķīmiskās īpašības ir līdzīgas amonjakam, taču tas ir spēcīgāks reducētājs.

Fosfora oksīds (P). Fosfora (V) oksīdam ir baltas sniegam līdzīgas masas izskats. Tā tvaika blīvums atbilst formulai P4O10, šī formula atspoguļo faktisko molekulas sastāvu. Fosfora (V) oksīds viegli savienojas ar ūdeni, tāpēc tiek izmantots kā ūdens atdalīšanas līdzeklis. Gaisā fosfora oksīds (V), piesaistot mitrumu, ātri pārvēršas par metafosforskābi: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Ortofosforskābe. Tas ir bezkrāsains, labi šķīst ūdens kristālos. Nav indīgs. Šī ir vidēja stipruma skābe.

Tā kā tas ir trīsbāzisks, tā disociācija ūdens šķīdumos notiek trīs posmos. Fosforskābe ir negaistoša un ļoti stabila: tai nav oksidējošu īpašību. Tāpēc tas mijiedarbojas ar metāliem, kas atrodas standarta elektrodu potenciālu virknē pa kreisi no ūdeņraža.

Fosforskābes sāļi:

a) fosfāti; tie aizstāj visus ūdeņraža atomus fosforskābē. Piemēram. CajCPOJj, K3P04;

b) hidrofosfāti; šajos sāļos ir aizstāti divi skābes ūdeņraža atomi. Piemēram. K,NR04. CaHP04;

c) dihidrogēnfosfāti - viens ūdeņraža atoms fosforskābē ir aizstāts. Piemēram. KN,P04. Ca(H,P04).

Visi dihidrogēnfosfāti labi šķīst ūdenī. Lielākā daļa vidējo fosfātu parasti ir slikti šķīstoši. No šīs sērijas sāļiem šķīst tikai nātrija, kālija un amonija fosfāti. Hidrofosfāti ieņem starpposmu šķīdības ziņā: tie šķīst vairāk nekā fosfāti un mazāk šķīst nekā dihidrogēnfosfāti.

Fosfora mēslošanas līdzekļi

Vienkāršs superfosfāts. Kalcija sulfāta un kalcija dihidrogēnfosfāta maisījums. Lai iegūtu šo mēslojumu, sasmalcinātu fosforītu sajauc ar sērskābi. Reakcijas rezultātā veidojas maisījums, kas labi šķīst ūdenī. Šo mēslojumu lielos daudzumos iegūst pulvera vai granulu veidā.

Dubultais superfosfāts. Koncentrēts fosfora mēslojums ar sastāvu Ca(H,GO4). To iegūst, sadalot dabisko fosfātu ar fosforskābi. Dubultais superfosfāts nesatur kalcija sulfātu, kas samazina tā transportēšanas un uzklāšanas augsnē izmaksas.

Fosforīta milti. Dabīgs sasmalcināts minerāls ar sastāvu CaDPO^,. Tas ir dzeltenīgs vai brūns pulveris. Slikti šķīst ūdenī. Izmanto skābās podzoliskās augsnēs.

Nogulsnējas. Koncentrēts fosfora mēslojums ar sastāvu CaHP04 - 2H.0. Slikti šķīst ūdenī, bet šķīst organiskajās skābēs. Samazina augsnes skābumu. To iegūst, neitralizējot fosforskābi ar kalcija hidroksīda šķīdumu.

Vairāk par tēmu Fosfors:

1. 1.1. Elementārā fosfora īpašības. 1.1.1. Fosfora allotropija.
2. 3.3.1. Baltā fosfora konversijas kinētika AlBn klātbūtnē

Dabā tas nav sastopams brīvā stāvoklī.

No fosfora savienojumiem nozīmīgākais ir fosforskābes kalcija sāls Ca 3 (PO 4) 2, kas minerāla fosforīta veidā vietām veido lielas nogulsnes. PSRS visbagātākās fosforītu atradnes atrodas Kazahstānas dienvidos, Kara-Tau kalnos. Bieži vien ir arī minerāls, kas papildus Ca 3 (PO 4) 2 satur arī CaF 2 vai CaCl 2. Milzīgas apatīta atradnes tika atklātas šī gadsimta 20. gados Kolas pussalā. Šis depozīts savu rezervju ziņā ir lielākais pasaulē.

Fosfors, tāpat kā , ir absolūti nepieciešams visām dzīvajām būtnēm elements, jo tas ir daļa no dažādām augu un dzīvnieku izcelsmes olbaltumvielām. Augos fosfors galvenokārt atrodams sēklu proteīnos, dzīvnieku organismos - piena, asins, smadzeņu un nervu audu olbaltumvielās. Turklāt mugurkaulnieku kaulos ir liels daudzums fosfora kalcija fosfāta Ca 3 (PO 4) 2 formā. Dedzinot kaulus, tiek sadedzinātas visas organiskās vielas, un atlikušie pelni galvenokārt sastāv no kalcija fosfāta.

Brīvais fosfors pirmo reizi tika izdalīts no urīna 17. gadsimtā. alķīmiķis Brends. Pašlaik fosforu iegūst no kalcija fosfāta. Lai to izdarītu, kalcija fosfātu sajauc ar smiltīm un akmeņoglēm un bez piekļuves gaisam karsē īpašās krāsnīs, izmantojot elektrisko strāvu.

Lai saprastu notiekošo reakciju, jums jāiedomājas kalcija fosfāts kā kalcija oksīda savienojums ar fosfora anhidrīdu (3CaO P 2 O 5); smiltis, kā zināms, ir silīcija dioksīds vai silīcija anhidrīds SiO 2. Augstās temperatūrās silīcija anhidrīds izspiež fosfora anhidrīdu un, savienojoties ar kalcija oksīdu, veido silīcija skābes CaSiO 3 kalcija sāli, un fosfora anhidrīds tiek reducēts ar akmeņoglēm līdz brīvam fosforam:

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

Saskaitot abus vienādojumus, iegūstam:

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

Izdalītais fosfors pārvēršas tvaikos, kas tiek kondensēts uztvērējā zem ūdens.

Fosfors veido vairākas alotropiskas modifikācijas.

To iegūst, ātri atdzesējot fosfora tvaikus. Šī ir cieta kristāliska viela. svars 1,82. Tīrā veidā tas ir pilnīgi bezkrāsains.

un caurspīdīgs; komerciālais produkts parasti ir nokrāsots dzeltenīgā krāsā un pēc izskata ir ļoti līdzīgs vaskam . Aukstumā tas ir trausls, bet temperatūrā virs 15° kļūst mīksts un viegli sagriežams ar nazi. Baltais fosfors kūst 44,2 ° temperatūrā un sāk vārīties 280,5 ° temperatūrā. Fosfora molekula tvaikos temperatūrā, kas zemāka par 800°, sastāv no četriem atomiem (P 4) Gaisā baltais fosfors ļoti ātri oksidējas un spīd tumsā. No šejienes cēlies nosaukums fosfors, kas tulkojumā krievu valodā nozīmē “gaismas nesējs”. Pat ar zemu karsēšanu, kurai pietiek ar vienkāršu berzi, fosfors aizdegas un sadedzina, izdalot lielu daudzumu siltuma. Fosfors var arī spontāni aizdegties gaisā, jo oksidācijas laikā izdalās siltums. Lai aizsargātu balto fosforu no oksidēšanās, to uzglabā zem ūdens. Baltais fosfors nešķīst ūdenī; labi šķīst oglekļa disulfīdā.

Baltais fosfors- spēcīga inde, pat nelielās devās tas ir nāvējošs.

Ja balto fosforu ilgstoši karsē bez gaisa piekļuves 250-300° temperatūrā, tas pārvēršas par citu fosfora modifikāciju, kurai ir sarkanvioleta krāsa un ko sauc par sarkano fosforu. Tāda pati transformācija notiek, bet tikai ļoti lēni, gaismas ietekmē.

tā īpašības krasi atšķiras no baltā; gaisā oksidējas ļoti lēni, tumsā nespīd, aizdegas tikai pie 260°, nešķīst ogļskābā disulfīdā un nav indīgs. Sarkanā fosfora īpatnējais svars ir 2,20, spēcīgi karsējot, nekausējot, tas pārvēršas tvaikos, kas atdziest rada balto fosforu.

Melnais fosfors veidojas no sarkanas, kad to sasilda līdz 350° vairāku simtu atmosfēru spiedienā. Pēc izskata tas ir ļoti līdzīgs, uz tausti ir taukains, labi vada elektrību un ir daudz smagāks par citām fosfora modifikācijām. Melnā fosfora īpatnējais svars ir 2,70, aizdegšanās temperatūra ir 490°.

Galvenā fosfora pielietojuma joma ir sērkociņu ražošana. Mūsdienās sērkociņi ir tik ļoti nepieciešams priekšmets mūsu ikdienā, ka ir grūti iedomāties, kā cilvēki varētu bez tiem iztikt. Tikmēr sērkociņi pastāv tikai 150 gadus.

Pirmie sērkociņi, kas parādījās 1805. gadā, bija koka nūjas, kuru viens gals bija pārklāts ar Bertolē sāls, cukura un gumiarābijas maisījumu. Šādus sērkociņus aizdedzināja, saslapinot galvas ar koncentrētu sēru.skābe. Lai to izdarītu, nūjas tika iegremdētas nelielā flakonā, kurā bija sērskābē samērcēts azbests.

No berzes aizdedzināto fosfora sērkociņu izgudrojums ir datēts ar pagājušā gadsimta 30. gadiem. Sērkociņu galviņas sastāvēja no sēra, kas tika pārklāts ar baltā fosfora maisījumu ar dažām ar skābekli bagātām vielām (sarkanais svins Pb 3 O 4 vai mangāna dioksīds MnO 2), kas savienots kopā ar līmi. Šādus sērkociņus sauca par sērkociņiem un Krievijā tos izmantoja līdz 19. gadsimta beigām. Tie viegli uzliesmoja, berzējot pret jebkuru virsmu, kas, lai arī zināma ērtība, sērkociņus padarīja ļoti viegli uzliesmojošus. Turklāt baltā fosfora toksicitātes dēļ to ražošana radīja lielu kaitējumu sērkociņu rūpnīcu strādnieku veselībai. Bija arī bieži saindēšanās gadījumi no sērkociņiem. Šobrīd gandrīz visās valstīs sērkociņu ražošana ir pārtraukta, jo tie ir aizstāti ar tā sauktajiem drošības sērkociņiem. Šie sērkociņi pirmo reizi tika izgatavoti Zviedrijā, tāpēc tos dažreiz sauc par zviedru.

Drošības sērkociņu ražošanā tas tiek izmantots tikai un vienīgi, un tas atrodas nevis sērkociņu galviņā, bet gan masā, kas tiek uzklāta uz sērkociņu kastītes sāniem. Sērkociņu galvu veido uzliesmojošu vielu maisījums ar Bertolē sāli un savienojumiem, kas katalizē šī sāls sadalīšanos (Fe 2 O 3 u.c.). Maisījums ir viegli uzliesmojošs, ja to berzē pret sērkociņu kastītes sānu virsmu, kas pārklāta ar norādīto maisījumu.

Papildus sērkociņu ražošanai fosforu izmanto militārās lietās. Tā kā fosfora degšanas rezultātā rodas biezi balti dūmi, munīcija (artilērijas šāviņi, aviācijas bumbas utt.), kas paredzēta tā saukto “dūmu aizsegu” veidošanai, tiek pildīta ar balto fosforu. Ievērojams daudzums fosfora tiek tērēts dažādu fosfororganisko preparātu ražošanai, kas ietver ļoti efektīvus līdzekļus kukaiņu kaitēkļu iznīcināšanai.

Brīvais fosfors ir ārkārtīgi aktīvs. Tas savienojas tieši ar daudzām vienkāršām vielām, izdalot lielu daudzumu siltuma. Fosfors visvieglāk savienojas ar skābekli, pēc tam ar halogēniem, sēru un daudziem metāliem, un pēdējā gadījumā veidojas līdzīgi nitrīdiem, piemēram: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 utt. Visas šīs īpašības ir īpaši izteiktas baltais fosfors; sarkanais fosfors reaģē mazāk enerģiski, melnā krāsa parasti nonāk ķīmiskā mijiedarbībā ļoti grūti.

Dabā tas nav sastopams brīvā stāvoklī.

No fosfora savienojumiem nozīmīgākais ir fosforskābes kalcija sāls Ca 3 (PO 4) 2, kas minerāla fosforīta veidā vietām veido lielas nogulsnes. PSRS visbagātākās fosforītu atradnes atrodas Kazahstānas dienvidos, Kara-Tau kalnos. Bieži vien ir arī minerāls, kas papildus Ca 3 (PO 4) 2 satur arī CaF 2 vai CaCl 2. Milzīgas apatīta atradnes tika atklātas šī gadsimta 20. gados Kolas pussalā. Šis depozīts savu rezervju ziņā ir lielākais pasaulē.

Fosfors, tāpat kā , ir absolūti nepieciešams visām dzīvajām būtnēm elements, jo tas ir daļa no dažādām augu un dzīvnieku izcelsmes olbaltumvielām. Augos fosfors galvenokārt atrodams sēklu proteīnos, dzīvnieku organismos - piena, asins, smadzeņu un nervu audu olbaltumvielās. Turklāt mugurkaulnieku kaulos ir liels daudzums fosfora kalcija fosfāta Ca 3 (PO 4) 2 formā. Dedzinot kaulus, tiek sadedzinātas visas organiskās vielas, un atlikušie pelni galvenokārt sastāv no kalcija fosfāta.

Brīvais fosfors pirmo reizi tika izdalīts no urīna 17. gadsimtā. alķīmiķis Brends. Pašlaik fosforu iegūst no kalcija fosfāta. Lai to izdarītu, kalcija fosfātu sajauc ar smiltīm un akmeņoglēm un bez piekļuves gaisam karsē īpašās krāsnīs, izmantojot elektrisko strāvu.

Lai saprastu notiekošo reakciju, jums jāiedomājas kalcija fosfāts kā kalcija oksīda savienojums ar fosfora anhidrīdu (3CaO P 2 O 5); smiltis, kā zināms, ir silīcija dioksīds vai silīcija anhidrīds SiO 2. Augstās temperatūrās silīcija anhidrīds izspiež fosfora anhidrīdu un, savienojoties ar kalcija oksīdu, veido silīcija skābes CaSiO 3 kalcija sāli, un fosfora anhidrīds tiek reducēts ar akmeņoglēm līdz brīvam fosforam:

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

Saskaitot abus vienādojumus, iegūstam:

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

Izdalītais fosfors pārvēršas tvaikos, kas tiek kondensēts uztvērējā zem ūdens.

Fosfors veido vairākas alotropiskas modifikācijas.

To iegūst, ātri atdzesējot fosfora tvaikus. Šī ir cieta kristāliska viela. svars 1,82. Tīrā veidā tas ir pilnīgi bezkrāsains.

un caurspīdīgs; komerciālais produkts parasti ir nokrāsots dzeltenīgā krāsā un pēc izskata ir ļoti līdzīgs vaskam . Aukstumā tas ir trausls, bet temperatūrā virs 15° kļūst mīksts un viegli sagriežams ar nazi. Baltais fosfors kūst 44,2 ° temperatūrā un sāk vārīties 280,5 ° temperatūrā. Fosfora molekula tvaikos temperatūrā, kas zemāka par 800°, sastāv no četriem atomiem (P 4) Gaisā baltais fosfors ļoti ātri oksidējas un spīd tumsā. No šejienes cēlies nosaukums fosfors, kas tulkojumā krievu valodā nozīmē “gaismas nesējs”. Pat ar zemu karsēšanu, kurai pietiek ar vienkāršu berzi, fosfors aizdegas un sadedzina, izdalot lielu daudzumu siltuma. Fosfors var arī spontāni aizdegties gaisā, jo oksidācijas laikā izdalās siltums. Lai aizsargātu balto fosforu no oksidēšanās, to uzglabā zem ūdens. Baltais fosfors nešķīst ūdenī; labi šķīst oglekļa disulfīdā.

Baltais fosfors- spēcīga inde, pat nelielās devās tas ir nāvējošs.

Ja balto fosforu ilgstoši karsē bez gaisa piekļuves 250-300° temperatūrā, tas pārvēršas par citu fosfora modifikāciju, kurai ir sarkanvioleta krāsa un ko sauc par sarkano fosforu. Tāda pati transformācija notiek, bet tikai ļoti lēni, gaismas ietekmē.

tā īpašības krasi atšķiras no baltā; gaisā oksidējas ļoti lēni, tumsā nespīd, aizdegas tikai pie 260°, nešķīst ogļskābā disulfīdā un nav indīgs. Sarkanā fosfora īpatnējais svars ir 2,20, spēcīgi karsējot, nekausējot, tas pārvēršas tvaikos, kas atdziest rada balto fosforu.

Melnais fosfors veidojas no sarkanas, kad to sasilda līdz 350° vairāku simtu atmosfēru spiedienā. Pēc izskata tas ir ļoti līdzīgs, uz tausti ir taukains, labi vada elektrību un ir daudz smagāks par citām fosfora modifikācijām. Melnā fosfora īpatnējais svars ir 2,70, aizdegšanās temperatūra ir 490°.

Galvenā fosfora pielietojuma joma ir sērkociņu ražošana. Mūsdienās sērkociņi ir tik ļoti nepieciešams priekšmets mūsu ikdienā, ka ir grūti iedomāties, kā cilvēki varētu bez tiem iztikt. Tikmēr sērkociņi pastāv tikai 150 gadus.

Pirmie sērkociņi, kas parādījās 1805. gadā, bija koka nūjas, kuru viens gals bija pārklāts ar Bertolē sāls, cukura un gumiarābijas maisījumu. Šādus sērkociņus aizdedzināja, saslapinot galvas ar koncentrētu sēru.skābe. Lai to izdarītu, nūjas tika iegremdētas nelielā flakonā, kurā bija sērskābē samērcēts azbests.

No berzes aizdedzināto fosfora sērkociņu izgudrojums ir datēts ar pagājušā gadsimta 30. gadiem. Sērkociņu galviņas sastāvēja no sēra, kas tika pārklāts ar baltā fosfora maisījumu ar dažām ar skābekli bagātām vielām (sarkanais svins Pb 3 O 4 vai mangāna dioksīds MnO 2), kas savienots kopā ar līmi. Šādus sērkociņus sauca par sērkociņiem un Krievijā tos izmantoja līdz 19. gadsimta beigām. Tie viegli uzliesmoja, berzējot pret jebkuru virsmu, kas, lai arī zināma ērtība, sērkociņus padarīja ļoti viegli uzliesmojošus. Turklāt baltā fosfora toksicitātes dēļ to ražošana radīja lielu kaitējumu sērkociņu rūpnīcu strādnieku veselībai. Bija arī bieži saindēšanās gadījumi no sērkociņiem. Šobrīd gandrīz visās valstīs sērkociņu ražošana ir pārtraukta, jo tie ir aizstāti ar tā sauktajiem drošības sērkociņiem. Šie sērkociņi pirmo reizi tika izgatavoti Zviedrijā, tāpēc tos dažreiz sauc par zviedru.

Drošības sērkociņu ražošanā tas tiek izmantots tikai un vienīgi, un tas atrodas nevis sērkociņu galviņā, bet gan masā, kas tiek uzklāta uz sērkociņu kastītes sāniem. Sērkociņu galvu veido uzliesmojošu vielu maisījums ar Bertolē sāli un savienojumiem, kas katalizē šī sāls sadalīšanos (Fe 2 O 3 u.c.). Maisījums ir viegli uzliesmojošs, ja to berzē pret sērkociņu kastītes sānu virsmu, kas pārklāta ar norādīto maisījumu.

Papildus sērkociņu ražošanai fosforu izmanto militārās lietās. Tā kā fosfora degšanas rezultātā rodas biezi balti dūmi, munīcija (artilērijas šāviņi, aviācijas bumbas utt.), kas paredzēta tā saukto “dūmu aizsegu” veidošanai, tiek pildīta ar balto fosforu. Ievērojams daudzums fosfora tiek tērēts dažādu fosfororganisko preparātu ražošanai, kas ietver ļoti efektīvus līdzekļus kukaiņu kaitēkļu iznīcināšanai.

Brīvais fosfors ir ārkārtīgi aktīvs. Tas savienojas tieši ar daudzām vienkāršām vielām, izdalot lielu daudzumu siltuma. Fosfors visvieglāk savienojas ar skābekli, pēc tam ar halogēniem, sēru un daudziem metāliem, un pēdējā gadījumā veidojas līdzīgi nitrīdiem, piemēram: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 utt. Visas šīs īpašības ir īpaši izteiktas baltais fosfors; sarkanais fosfors reaģē mazāk enerģiski, melnā krāsa parasti nonāk ķīmiskā mijiedarbībā ļoti grūti.

Starp biogēnajiem elementiem īpaša vieta jāpiešķir fosforam. Galu galā bez tā nav iespējams pastāvēt tādi vitāli svarīgi savienojumi kā, piemēram, ATP vai fosfolipīdi, kā arī daudzi citi. Tajā pašā laikā šī elementa neorganiskās vielas ir ļoti bagātas ar dažādām molekulām. Fosfors un tā savienojumi tiek plaši izmantoti rūpniecībā, ir nozīmīgi bioloģisko procesu dalībnieki un tiek izmantoti visdažādākajās cilvēku darbībās. Tāpēc apskatīsim, kas ir šis elements, kāda ir tā vienkāršā viela un svarīgākie savienojumi.

Fosfors: elementa vispārīgās īpašības

Pozīciju periodiskajā tabulā var aprakstīt vairākos punktos.

1. Piektā grupa, galvenā apakšgrupa.
2. Trešais mazais periods.
3. Sērijas numurs - 15.
4. Atommasa - 30,974.
5. Atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Iespējamie oksidācijas stāvokļi ir no -3 līdz +5.
7. Ķīmiskais simbols - P, izruna formulās "pe". Elementa nosaukums ir fosfors. Latīņu nosaukums Fosfors.

Šī atoma atklāšanas vēsture aizsākās tālajā 12. gadsimtā. Pat alķīmiķu ierakstos bija informācija, kas runāja par nezināmas “gaismas” vielas ražošanu. Tomēr oficiālais fosfora sintēzes un atklāšanas datums bija 1669. gads. Bankrotējušais tirgotājs Brends, meklējot filozofu akmeni, nejauši sintezēja vielu, kas spēj izstarot mirdzumu un degt ar spilgtu, apžilbinošu liesmu. Viņš to izdarīja, atkārtoti kalcinējot cilvēka urīnu.

Pēc tam šis elements tika iegūts neatkarīgi viens no otra, izmantojot aptuveni tādas pašas metodes:

• I. Kunkels;
• R. Boilems;
• A. Marggrafs;
• K. Šēle;
• A. Lavuazjē.

Mūsdienās viena no populārākajām šīs vielas sintezēšanas metodēm ir reducēšana no atbilstošajiem fosforu saturošiem minerāliem augstā temperatūrā oglekļa monoksīda un silīcija dioksīda ietekmē. Process tiek veikts īpašās krāsnīs. Fosfors un tā savienojumi ir ļoti svarīgas vielas gan dzīvām būtnēm, gan daudzām sintēzēm ķīmiskajā rūpniecībā. Tāpēc mums vajadzētu apsvērt, kas šis elements ir kā vienkārša viela un kur tas atrodas dabā.

Vienkārša viela fosfors

Ir grūti nosaukt kādu konkrētu savienojumu, kad runa ir par fosforu. Tas izskaidrojams ar daudzajām alotropiskajām modifikācijām, kas piemīt šim elementam. Ir četri galvenie vienkāršās vielas fosfora veidi.

1. Balts. Šis ir savienojums, kura formula ir P 4. Tā ir balta gaistoša viela ar asu, nepatīkamu ķiploku smaržu. Normālā temperatūrā gaisā spontāni aizdegas. Deg ar kvēlojošu gaiši zaļu gaismu. Ļoti indīgs un dzīvībai bīstams. Ķīmiskā aktivitāte ir ārkārtīgi augsta, tāpēc to iegūst un uzglabā zem attīrīta ūdens slāņa. Tas ir iespējams sliktas šķīdības dēļ polārajos šķīdinātājos. Oglekļa disulfīds un organiskās vielas ir vislabāk piemērotas šim nolūkam baltajam fosforam. Sildot, tas var pārveidoties par nākamo alotropo formu - sarkano fosforu. Kad tvaiki kondensējas un atdziest, tie var veidot slāņus. Uz tausti tie ir trekni, mīksti, viegli griežami ar nazi, balti (nedaudz dzeltenīgi). Kušanas temperatūra 44 0 C. Ķīmiskās aktivitātes dēļ izmanto sintēzēs. Bet tā toksiskuma dēļ tas netiek plaši izmantots rūpniecībā.
2. Dzeltens. Tā ir slikti attīrīta baltā fosfora forma. Tas ir vēl indīgāks un arī nepatīkami smaržo pēc ķiplokiem. Tas aizdegas un deg ar spilgti kvēlojošu zaļu liesmu. Šie dzeltenie vai brūnie kristāli pēc pilnīgas oksidēšanas nemaz nešķīst ūdenī, tie izdala baltu dūmu mākoņus ar sastāvu P4O10.
3. Sarkanais fosfors un tā savienojumi ir visizplatītākā un rūpniecībā visbiežāk izmantotā šīs vielas modifikācija. Pastveida sarkanā masa, kas paaugstinātā spiedienā var pārvērsties purpursarkanos kristālos, ir ķīmiski neaktīva. Šis ir polimērs, kas var izšķīst tikai noteiktos metālos un ne par ko citu. 250 0 C temperatūrā tas sublimējas, pārvēršoties baltā modifikācijā. Nav tik indīgs kā iepriekšējās formas. Tomēr ar ilgstošu iedarbību uz ķermeni tas ir toksisks. To izmanto aizdedzes pārklājuma uzklāšanai sērkociņu kastītēm. Tas izskaidrojams ar to, ka tas nevar spontāni aizdegties, bet denotācijas un berzes laikā uzsprāgst (aizdegas).
4. Melns. Pēc izskata tas ļoti atgādina grafītu un ir arī taukains uz tausti. Tas ir elektriskās strāvas pusvadītājs. Tumši kristāli, spīdīgi, kas vispār nespēj izšķīdināt nekādos šķīdinātājos. Lai tas aizdegtos, ir nepieciešama ļoti augsta temperatūra un iepriekšēja uzsildīšana.

Interesanta ir arī nesen atklātā fosfora forma – metālisks. Tas ir vadītājs, un tam ir kubisks kristāla režģis.

Ķīmiskās īpašības

Fosfora ķīmiskās īpašības ir atkarīgas no formas, kādā tas atrodas. Kā minēts iepriekš, dzeltenās un baltās modifikācijas ir visaktīvākās. Kopumā fosfors spēj mijiedarboties ar:

• metāli, kas veido fosfīdus un darbojas kā oksidētājs;
• nemetāli, kas darbojas kā reducētājs un veido dažāda veida gaistošus un negaistošus savienojumus;
• spēcīgi oksidētāji, kas pārvēršas fosforskābē;
• ar koncentrētiem kodīgajiem sārmiem atbilstoši disproporcijas veidam;
• ar ūdeni ļoti augstā temperatūrā;
• ar skābekli, veidojot dažādus oksīdus.

Fosfora ķīmiskās īpašības ir līdzīgas slāpekļa ķīmiskajām īpašībām. galu galā tā ir daļa no pniktogēnu grupas. Tomēr aktivitāte ir par vairākām kārtām lielāka alotropo modifikāciju daudzveidības dēļ.

Atrodoties dabā

Kā barības viela fosfors ir ļoti bagāts. Tā procentuālais daudzums zemes garozā ir 0,09%. Tas ir diezgan liels skaitlis. Kur šis atoms ir atrodams dabā? Ir vairākas galvenās vietas:

• augu zaļā daļa, to sēklas un augļi;
• dzīvnieku audi (muskuļi, kauli, zobu emalja, daudzi svarīgi organiskie savienojumi);
• Zemes garoza;
• augsne;
• ieži un minerāli;
• jūras ūdens.

Šajā gadījumā mēs varam runāt tikai par saistītām formām, bet ne par vienkāršu vielu. Galu galā viņš ir ārkārtīgi aktīvs, un tas neļauj viņam būt brīvam. Starp ar fosforu bagātākajiem minerāliem ir:

• Angļu;
• fluoropatīts;
• svanbergīts;
• fosforīts un citi.

Šī elementa bioloģisko nozīmi nevar pārvērtēt. Galu galā tā ir daļa no tādiem savienojumiem kā:

• olbaltumvielas;
• fosfolipīdi;
• fosfoproteīni;
• fermenti.

Tas ir, visi tie, kas ir vitāli svarīgi un no kuriem tiek veidots viss ķermenis. Ikdienas nepieciešamība parastam pieaugušam cilvēkam ir aptuveni 2 grami.

Fosfors un tā savienojumi

Kā ļoti aktīvs elements šis elements veido daudz dažādu vielu. Galu galā tas veido fosfīdus un pats darbojas kā reducētājs. Pateicoties tam, ir grūti nosaukt elementu, kas būtu inerts, reaģējot ar to. Tāpēc fosfora savienojumu formulas ir ārkārtīgi dažādas. Var minēt vairākas vielu klases, kuru veidošanā tas ir aktīvs dalībnieks.

1. Binārie savienojumi - oksīdi, fosfīdi, gaistošie ūdeņraža savienojumi, sulfīdi, nitrīdi un citi. Piemēram: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 un citi.
2. Kompleksās vielas: visu veidu sāļi (vidēji, skābi, bāziski, dubulti, kompleksi), skābes. Piemērs: 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 un citi.
3. Skābekli saturoši organiskie savienojumi: olbaltumvielas, fosfolipīdi, ATP, DNS, RNS un citi.

Lielākajai daļai norādīto vielu veidu ir svarīga rūpnieciska un bioloģiska nozīme. Fosfora un tā savienojumu izmantošana ir iespējama gan medicīniskiem nolūkiem, gan diezgan parastu sadzīves priekšmetu ražošanai.

Savienojumi ar metāliem

Fosfora bināros savienojumus ar metāliem un mazāk elektronnegatīviem nemetāliem sauc par fosfīdiem. Tās ir sāļiem līdzīgas vielas, kas ir ārkārtīgi nestabilas, saskaroties ar dažādiem aģentiem. Pat parasts ūdens izraisa ātru sadalīšanos (hidrolīzi).

Turklāt nekoncentrētu skābju ietekmē viela sadalās arī atbilstošos produktos. Piemēram, ja mēs runājam par kalcija fosfīda hidrolīzi, produkti būs metāla hidroksīds un fosfīns:

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

Un, pakļaujot fosfīdu sadalīšanai minerālskābes iedarbībā, mēs iegūstam atbilstošo sāli un fosfīnu:

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

Kopumā aplūkojamo savienojumu vērtība ir tieši tajā, ka rezultātā veidojas fosfora ūdeņraža savienojums, kura īpašības tiks aplūkotas turpmāk.

Gaistošās vielas uz fosfora bāzes

Ir divi galvenie:

• baltais fosfors;
• fosfīns

Mēs jau minējām pirmo iepriekš un sniedzām īpašības. Viņi teica, ka tie bija balti biezi dūmi, ļoti indīgi, nepatīkami smaržo un normālos apstākļos pašaizdegas.

Bet kas ir fosfīns? Šī ir visizplatītākā un pazīstamākā gaistošā viela, kas ietver attiecīgo elementu. Tas ir binārs, un otrais dalībnieks ir ūdeņradis. Fosfora ūdeņraža savienojuma formula ir PH 3, nosaukums ir fosfīns.

Šīs vielas īpašības var raksturot šādi.

1. Gaistoša bezkrāsaina gāze.
2. Ļoti indīgs.
3. Ir sapuvušas zivju smaka.
4. Tas nesadarbojas ar ūdeni un tajā ļoti slikti šķīst. Labi šķīst organiskajās vielās.
5. Normālos apstākļos tas ir ļoti ķīmiski aktīvs.
6. Gaisā pašaizdegas.
7. Veidojas metālu fosfīdu sadalīšanās laikā.

Vēl viens nosaukums ir fosfāns. Ar to saistīti nostāsti no seniem laikiem. Tas viss ir kaut kas tāds, ko cilvēki dažreiz redzēja un redz tagad kapsētās un purvos. Lodveida vai svecēm līdzīgas gaismas, kas šur tur parādās, radot kustības iespaidu, tika uzskatītas par sliktu zīmi, un māņticīgie cilvēki no tām ļoti baidījās. Par šīs parādības cēloni, pēc dažu zinātnieku mūsdienu uzskatiem, var uzskatīt fosfīna spontānu sadegšanu, kas dabiski veidojas, sadaloties gan augu, gan dzīvnieku organiskajām atliekām. Gāze izplūst un, saskaroties ar skābekli gaisā, aizdegas. Liesmas krāsa un izmērs var atšķirties. Visbiežāk tās ir zaļgani spilgtas gaismas.

Acīmredzot visi gaistošie fosfora savienojumi ir toksiskas vielas, kuras var viegli noteikt pēc asās, nepatīkamās smakas. Šī zīme palīdz izvairīties no saindēšanās un nepatīkamām sekām.

Savienojumi ar nemetāliem

Ja fosfors darbojas kā reducētājs, tad jārunā par bināriem savienojumiem ar nemetāliem. Visbiežāk tie izrādās elektronnegatīvāki. Tātad mēs varam atšķirt vairākus šāda veida vielu veidus:

• fosfora un sēra savienojums - fosfora sulfīds P 2 S 3;
• fosfora hlorīds III, V;
• oksīdi un anhidrīdi;
• bromīds un jodīds un citi.

Fosfora un tā savienojumu ķīmija ir daudzveidīga, tāpēc ir grūti noteikt svarīgākos no tiem. Ja mēs runājam tieši par vielām, kas veidojas no fosfora un nemetāliem, tad vislielākā nozīme ir dažāda sastāva oksīdiem un hlorīdiem. Tos izmanto ķīmiskajā sintēzē kā ūdeni atdalošus līdzekļus, kā katalizatorus utt.

Tātad viens no spēcīgākajiem žāvēšanas līdzekļiem ir visaugstākais - P 2 O 5. Tas piesaista ūdeni tik spēcīgi, ka tiešā saskarē ar to notiek vardarbīga reakcija ar spēcīgu troksni. Pati viela ir balta sniegam līdzīga masa, tās agregācijas stāvoklis ir tuvāks amorfam.

Ir zināms, ka organiskā ķīmija savienojumu skaita ziņā ievērojami pārsniedz neorganisko ķīmiju. Tas izskaidrojams ar izomērijas fenomenu un oglekļa atomu spēju veidot dažādas struktūras atomu ķēdes, kas noslēdzas viena ar otru. Protams, ir noteikta kārtība, tas ir, klasifikācija, kurai ir pakļauta visa organiskā ķīmija. Savienojumu klases ir dažādas, tomēr mūs interesē viena konkrēta, tieši saistīta ar konkrēto elementu. Tas ir ar fosforu. Tie ietver:

• koenzīmi - NADP, ATP, FMN, piridoksāla fosfāts un citi;
• olbaltumvielas;
• nukleīnskābes, jo fosforskābes atlikums ir daļa no nukleotīda;
• fosfolipīdi un fosfoproteīni;
• fermenti un katalizatori.

Jonu veids, kurā fosfors piedalās šo savienojumu molekulas veidošanā, ir PO 4 3-, tas ir, tas ir fosforskābes skābais atlikums. Daži proteīni to satur brīva atoma vai vienkārša jona formā.

Katra dzīvā organisma normālai darbībai šis elements un tā veidotie organiskie savienojumi ir ārkārtīgi svarīgi un nepieciešami. Galu galā bez olbaltumvielu molekulām nav iespējams izveidot vienu ķermeņa strukturālo daļu. Un DNS un RNS ir galvenie iedzimtās informācijas nesēji un raidītāji. Kopumā visiem savienojumiem ir jābūt.

Fosfora pielietojums rūpniecībā

Fosfora un tā savienojumu izmantošanu rūpniecībā var raksturot vairākos punktos.

1. Izmanto sērkociņu, sprādzienbīstamu savienojumu, aizdedzes bumbu, dažu veidu degvielas un smērvielu ražošanā.
2. Kā gāzes absorbētājs, kā arī kvēlspuldžu ražošanā.
3. Lai aizsargātu metālus no korozijas.
4. Lauksaimniecībā kā augsnes mēslojums.
5. Kā ūdens mīkstinātājs.
6. Ķīmiskajās sintēzēs dažādu vielu ražošanā.

Tās loma dzīvajos organismos ir samazināta līdz dalībai zobu emaljas un kaulu veidošanās procesos. Piedalīšanās anaboliskajās un kataboliskajās reakcijās, kā arī šūnas iekšējās vides un bioloģisko šķidrumu buferizācijas uzturēšana. Tas ir DNS, RNS un fosfolipīdu sintēzes pamats.

Cinka fosfāta iegūšana

Kadmijs ir rets un mikroelements ar litosfēras klarku 1,3 × 10-5% pēc masas. Kadmijam raksturīga migrācija karstos pazemes ūdeņos kopā ar cinku un citiem halkofiliem elementiem un koncentrācija hidrotermālajos nogulumos...

Radons, tā ietekme uz cilvēku

Radons ir atrodams nelielos daudzumos izšķīdinātā veidā minerālavotu, ezeru un ārstniecisko dūņu ūdeņos. Tas ir gaisā, kas piepilda alas, grotas, dziļas šauras ielejas...

Fosfors un tā savienojumi

Fosfors ir viens no izplatītākajiem elementiem. Kopējais saturs zemes garozā ir aptuveni 0,08%. Pateicoties vieglai oksidēšanai, fosfors dabā sastopams tikai savienojumu veidā...

Fullerēni

Fullerēnu atklāšana lika arī meklēt fullerēna struktūras oglekli saturošajos iežos. Fullerēni ir atrasti dabā. Ģeoķīmiķi veica līdzīgu pārsteidzošu atklājumu. Viņi atklāja fullerēna klātbūtni paraugos...

Slāpekļa apakšgrupas elementu raksturojums

Fosfors ir nemetāla elements. Elektronu skaita un elektroniskās konfigurācijas (3s23p3) ziņā fosfora atoms ir slāpekļa analogs. Bet, salīdzinot ar slāpekļa atomu, fosfora atomam ir lielāks rādiuss, zemāka jonizācijas enerģija un OEO...

Alvas un tās savienojumu ķīmiskās īpašības

Alva ir raksturīgs zemes garozas augšdaļas elements, tās saturs litosfērā ir 2,5·10-4 masas%, skābajos magmatiskajos iežos 3·10-4%, bet dziļākos bāziskos iežos 1,5·10-4 %; vēl mazāk Alvas mantijā...

Aktinīdu ķīmija

Torija un urāna daudzums starp aktinīdiem ir vislielākais; to atomu klarki ir attiecīgi 3×10?4% un 2×10?5%. Zemes garozā urāns ir atrodams minerālformas uranīna formā - U3O8 (sveķu rūda, urāna piķis)...

Elements kalcijs. Īpašības, ražošana, pielietojums

Augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ kalcijs dabā brīvā formā nenotiek. Kalcijs veido 3,38% no zemes garozas masas (5. vietā pēc skābekļa, silīcija, alumīnija un dzelzs). Izotopi...