Biti v naravi. Fosfor se v naravi ne pojavlja v čisti obliki, saj je kemično aktiven element. Široko je razširjen v obliki spojin in predstavlja približno 0,1 % mase zemeljske skorje. Od naravnih fosforjevih spojin je najpomembnejši kalcijev fosfat Ca3(POj) - glavna sestavina apatitov in fosforitov.

Alotropske modifikacije. Fosfor tvori več alotropskih modifikacij. Med njimi so najpomembnejši beli, rdeči in črni fosfor. Razlika v lastnostih alotropnih modifikacij fosforja je razložena z njihovo strukturo.

Kemijske lastnosti. Med vsemi alotropnimi modifikacijami fosforja ima beli fosfor največjo aktivnost. Na zraku hitro oksidira. Tudi pri nizkem segrevanju se fosfor vname in zgori, pri čemer se sprosti velika količina toplote: 4P + 502 = 2P2Os.

Fosfor se povezuje s številnimi preprostimi snovmi: kisikom, halogeni, žveplom in nekaterimi kovinami.

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

Aplikacija. V proizvodnji vžigalic, v metalurgiji, v proizvodnji streliva, za proizvodnjo nekaterih polprevodnikov - galijevega fosfida in indijevega fosfida, za ustvarjanje pripravkov za uničevanje škodljivcev žuželk.

Fosforjeve spojine

Fosfidi. Spojine fosforja s kovinami. Pri interakciji fosfidov z vodo se sprosti fosfin PH: Ca,P, + 6H20 = 3Ca(OH). + 2РН,.

Fosfij. Zelo strupen plin z vonjem po česnu. Njegove kemijske lastnosti so podobne amoniaku, vendar je močnejši reducent.

Fosforjev oksid (P). Fosforjev (V) oksid ima videz bele snežne mase. Njegova parna gostota ustreza formuli P4O10, ta formula odraža dejansko sestavo molekule. Fosforjev (V) oksid se zlahka veže z vodo, zato se uporablja kot sredstvo za odstranjevanje vode. V zraku se fosforjev oksid (V), ki privlači vlago, hitro spremeni v metafosforno kislino: P40,„ + 2H,0 = 4HPO,.

Ortofosforna kislina. Je brezbarven, dobro topen v vodnih kristalih. Ni strupeno. To je srednje močna kislina.

Ker je tribazičen, poteka njegova disociacija v vodnih raztopinah v treh korakih. Fosforjeva kislina je nehlapna in zelo stabilna: nima oksidativnih lastnosti. Zato medsebojno deluje s kovinami, ki so v seriji standardnih elektrodnih potencialov levo od vodika.

Soli fosforne kisline:

a) fosfati; nadomestijo vse vodikove atome v fosforni kislini. Na primer. CajCPOJj, K3P04;

b) hidrofosfati; v teh solih sta zamenjana dva vodikova atoma kisline. Na primer. K,NR04. CaHP04;

c) dihidrogenfosfati - v fosforni kislini se nadomesti en atom vodika. Na primer. KN,P04. Ca(H,P04).

Vsi dihidrogenfosfati so dobro topni v vodi. Večina srednjih fosfatov je na splošno slabo topnih. Od soli v tej seriji so topni samo natrijev, kalijev in amonijev fosfat. Hidrofosfati zavzemajo vmesno mesto v topnosti: so bolj topni kot fosfati in manj topni kot dihidrogenfosfati.

Fosforna gnojila

Preprost superfosfat. Mešanica kalcijevega sulfata in kalcijevega dihidrogenfosfata. Za pridobitev tega gnojila se zdrobljen fosforit zmeša z žveplovo kislino. Kot rezultat reakcije nastane zmes, ki je dobro topna v vodi. To gnojilo se pridobiva v velikih količinah v obliki prahu ali granul.

Dvojni superfosfat. Koncentrirano fosforno gnojilo s sestavo Ca(H,GO4). Pridobivajo ga z razgradnjo naravnega fosfata s fosforno kislino. Dvojni superfosfat ne vsebuje kalcijevega sulfata, kar zmanjša stroške njegovega prevoza in nanašanja na tla.

Fosforna moka. Naravni zdrobljen mineral sestave CaDPO^,. Je rumenkast ali rjav prah. Slabo topen v vodi. Uporablja se na kislih podzolnih tleh.

oborina. Koncentrirano fosforno gnojilo s sestavo CaHP04 - 2H.0. Slabo topen v vodi, vendar topen v organskih kislinah. Zmanjšuje kislost tal. Pridobiva se z nevtralizacijo fosforne kisline z raztopino kalcijevega hidroksida.

Več o temi Fosfor:

1. 1.1. Lastnosti elementarnega fosforja. 1.1.1. Alotropija fosforja.
2. 3.3.1. Kinetika pretvorbe belega fosforja v prisotnosti AlBn

V naravi ga v prostem stanju ne najdemo.

Od fosforjevih spojin je najpomembnejša kalcijeva sol fosforne kisline Ca 3 (PO 4) 2, ki v obliki minerala fosforita ponekod tvori velike usedline. V ZSSR so najbogatejša nahajališča fosforitov v južnem Kazahstanu v gorah Kara-Tau. Pogosto je tudi mineral, ki vsebuje poleg Ca 3 (PO 4) 2 še CaF 2 ali CaCl 2. Ogromna nahajališča apatita so odkrili v dvajsetih letih tega stoletja na polotoku Kola. To nahajališče je po zalogah največje na svetu.

Fosfor je tako kot , element, ki je nujno potreben za vsa živa bitja, saj je del različnih beljakovinskih snovi rastlinskega in živalskega izvora. V rastlinah se fosfor nahaja predvsem v beljakovinah semen, v živalskih organizmih - v beljakovinah mleka, krvi, možganov in živčnega tkiva. Poleg tega je v kosteh vretenčarjev velika količina fosforja v obliki kalcijevega fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Pri sežigu kosti zgorijo vse organske snovi, preostali pepel pa je sestavljen predvsem iz kalcijevega fosfata.

Prosti fosfor je bil prvič izoliran iz urina že v 17. stoletju. alkimist Brand. Trenutno se fosfor pridobiva iz kalcijevega fosfata. Da bi to naredili, se kalcijev fosfat zmeša s peskom in premogom ter segreva brez dostopa do zraka v posebnih pečeh z uporabo električnega toka.

Da bi razumeli reakcijo, ki se pojavi, si morate predstavljati kalcijev fosfat kot spojino kalcijevega oksida s fosforjevim anhidridom (3CaO P 2 O 5); pesek je, kot je znano, silicijev dioksid ali silicijev anhidrid SiO 2. Pri visokih temperaturah silicijev anhidrid izpodriva fosforjev anhidrid in v kombinaciji s kalcijevim oksidom tvori kalcijevo sol silicijeve kisline CaSiO 3, fosforjev anhidrid pa se reducira s premogom v prosti fosfor:

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

Če seštejemo obe enačbi, dobimo:

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

Izpuščeni fosfor se spremeni v paro, ki se kondenzira v sprejemniku pod vodo.

Fosfor tvori več alotropskih modifikacij.

Pridobiva se s hitrim ohlajanjem fosforjeve pare. To je trdna kristalna snov. teža 1,82. V čisti obliki je popolnoma brezbarven.

in pregleden; komercialni izdelek je običajno pobarvan rumenkasto in je po videzu zelo podoben vosku . V mrazu je krhka, pri temperaturah nad 15° pa postane mehka in jo zlahka režemo z nožem. Beli fosfor se tali pri 44,2° in začne vreti pri 280,5°. Molekula fosforja v pari pri temperaturah pod 800° sestoji iz štirih atomov (P 4) Na zraku beli fosfor zelo hitro oksidira in sveti v temi. Od tod izvira ime fosfor, kar v ruščini pomeni "svetloba". Tudi pri nizkem segrevanju, za katerega je dovolj preprosto trenje, se fosfor vname in zgori, pri čemer se sprosti velika količina toplote. Fosfor se lahko tudi spontano vname na zraku zaradi sproščanja toplote med oksidacijo. Da beli fosfor zaščitimo pred oksidacijo, ga hranimo pod vodo. Beli fosfor je netopen v vodi; se dobro topi v ogljikovem disulfidu.

Beli fosfor- močan strup, že v majhnih odmerkih je usoden.

Če beli fosfor dolgo časa segrevamo brez dostopa zraka pri 250-300 °, se spremeni v drugo modifikacijo fosforja, ki ima rdeče-vijolično barvo in se imenuje rdeči fosfor. Enaka transformacija se zgodi, vendar le zelo počasi, pod vplivom svetlobe.

njegove lastnosti se močno razlikujejo od bele; na zraku zelo počasi oksidira, v temi se ne sveti, vname se le pri 260°, v ogljikovem disulfidu se ne topi in ni strupen. Specifična teža rdečega fosforja je 2,20. Pri močnem segrevanju se brez taljenja pretvori v paro, ki pri ohlajanju tvori beli fosfor.

Črni fosfor nastane iz rdečega pri segrevanju na 350° pod pritiskom več sto atmosfer. Na videz je zelo podoben, na otip masten, dobro prevaja elektriko in je veliko težji od drugih modifikacij fosforja. Specifična teža črnega fosforja je 2,70, temperatura vžiga je 490 °.

Glavno področje uporabe fosforja je proizvodnja vžigalic. Dandanes so vžigalice tako nujen kos našega vsakdanjika, da si težko predstavljamo, kako bi lahko ljudje živeli brez njih. Medtem pa vžigalice obstajajo šele 150 let.

Prve vžigalice, ki so se pojavile leta 1805, so bile lesene palčke, katerih en konec je bil prevlečen z mešanico bertholletove soli, sladkorja in arabskega gumija. Takšne vžigalice so prižigali tako, da so njihove glave navlažili s koncentriranim žveplom.kislina. Da bi to naredili, so bile palice potopljene v majhno vialo, ki je vsebovala azbest, namočen v žveplovo kislino.

Izum fosfornih vžigalic, ki se prižgejo s trenjem, sega v 30. leta prejšnjega stoletja. Glave vžigalic so bile sestavljene iz žvepla, ki je bilo prevlečeno z mešanico belega fosforja z nekaterimi snovmi, bogatimi s kisikom (svinčev rdeči Pb 3 O 4 ali manganov dioksid MnO 2), med seboj povezane z lepilom. Take vžigalice so se imenovale žveplove in so bile v Rusiji v uporabi do konca 19. stoletja. Zlahka so se vžgale, ko so jih drgnili ob katero koli površino, zaradi česar so bile žveplove vžigalice kljub določenemu udobju zelo vnetljive. Poleg tega je zaradi toksičnosti belega fosforja njihova proizvodnja povzročila veliko škodo zdravju delavcev v tovarnah vžigalic. Pogosti so bili tudi primeri zastrupitev z vžigalicami. Trenutno je v skoraj vseh državah proizvodnja žveplovih vžigalic prekinjena zaradi njihove zamenjave s tako imenovanimi varnostnimi vžigalicami. Te vžigalice so bile najprej izdelane na Švedskem, zato jih včasih imenujejo tudi švedske.

Pri izdelavi varnostnih vžigalic se uporablja izključno in se ne nahaja v glavi vžigalice, temveč v masi, ki se nanese na stranico vžigalične škatlice. Glava vžigalice je sestavljena iz mešanice vnetljivih snovi z bertholletovo soljo in spojinami, ki katalizirajo razgradnjo te soli (Fe 2 O 3 itd.). Mešanica je lahko vnetljiva, če jo drgnete ob stransko površino škatlice za vžigalice, prekrito z navedeno mešanico.

Poleg proizvodnje vžigalic se fosfor uporablja v vojaških zadevah. Ker pri izgorevanju fosforja nastaja gost bel dim, je strelivo (topniške granate, letalske bombe ipd.), namenjeno oblikovanju tako imenovanih »dimnih zaves«, napolnjeno z belim fosforjem. Znatna količina fosforja se porabi za proizvodnjo različnih organofosfornih pripravkov, ki vključujejo zelo učinkovita sredstva za uničevanje škodljivcev.

Prosti fosfor je izjemno aktiven. Neposredno se povezuje s številnimi enostavnimi snovmi, pri čemer sprošča velike količine toplote. Fosfor se najlažje veže s kisikom, nato s halogeni, žveplom in številnimi kovinami, v slednjem primeru pa nastanejo podobni nitridi, na primer: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 itd. Vse te lastnosti so še posebej izrazite pri beli fosfor; rdeči fosfor reagira manj energijsko črna na splošno zelo težko vstopa v kemične interakcije.

V naravi ga v prostem stanju ne najdemo.

Od fosforjevih spojin je najpomembnejša kalcijeva sol fosforne kisline Ca 3 (PO 4) 2, ki v obliki minerala fosforita ponekod tvori velike usedline. V ZSSR so najbogatejša nahajališča fosforitov v južnem Kazahstanu v gorah Kara-Tau. Pogosto je tudi mineral, ki vsebuje poleg Ca 3 (PO 4) 2 še CaF 2 ali CaCl 2. Ogromna nahajališča apatita so odkrili v dvajsetih letih tega stoletja na polotoku Kola. To nahajališče je po zalogah največje na svetu.

Fosfor je tako kot , element, ki je nujno potreben za vsa živa bitja, saj je del različnih beljakovinskih snovi rastlinskega in živalskega izvora. V rastlinah se fosfor nahaja predvsem v beljakovinah semen, v živalskih organizmih - v beljakovinah mleka, krvi, možganov in živčnega tkiva. Poleg tega je v kosteh vretenčarjev velika količina fosforja v obliki kalcijevega fosfata Ca 3 (PO 4) 2. Pri sežigu kosti zgorijo vse organske snovi, preostali pepel pa je sestavljen predvsem iz kalcijevega fosfata.

Prosti fosfor je bil prvič izoliran iz urina že v 17. stoletju. alkimist Brand. Trenutno se fosfor pridobiva iz kalcijevega fosfata. Da bi to naredili, se kalcijev fosfat zmeša s peskom in premogom ter segreva brez dostopa do zraka v posebnih pečeh z uporabo električnega toka.

Da bi razumeli reakcijo, ki se pojavi, si morate predstavljati kalcijev fosfat kot spojino kalcijevega oksida s fosforjevim anhidridom (3CaO P 2 O 5); pesek je, kot je znano, silicijev dioksid ali silicijev anhidrid SiO 2. Pri visokih temperaturah silicijev anhidrid izpodriva fosforjev anhidrid in v kombinaciji s kalcijevim oksidom tvori kalcijevo sol silicijeve kisline CaSiO 3, fosforjev anhidrid pa se reducira s premogom v prosti fosfor:

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

Če seštejemo obe enačbi, dobimo:

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

Izpuščeni fosfor se spremeni v paro, ki se kondenzira v sprejemniku pod vodo.

Fosfor tvori več alotropskih modifikacij.

Pridobiva se s hitrim ohlajanjem fosforjeve pare. To je trdna kristalna snov. teža 1,82. V čisti obliki je popolnoma brezbarven.

in pregleden; komercialni izdelek je običajno pobarvan rumenkasto in je po videzu zelo podoben vosku . V mrazu je krhka, pri temperaturah nad 15° pa postane mehka in jo zlahka režemo z nožem. Beli fosfor se tali pri 44,2° in začne vreti pri 280,5°. Molekula fosforja v pari pri temperaturah pod 800° sestoji iz štirih atomov (P 4) Na zraku beli fosfor zelo hitro oksidira in sveti v temi. Od tod izvira ime fosfor, kar v ruščini pomeni "svetloba". Tudi pri nizkem segrevanju, za katerega je dovolj preprosto trenje, se fosfor vname in zgori, pri čemer se sprosti velika količina toplote. Fosfor se lahko tudi spontano vname na zraku zaradi sproščanja toplote med oksidacijo. Da beli fosfor zaščitimo pred oksidacijo, ga hranimo pod vodo. Beli fosfor je netopen v vodi; se dobro topi v ogljikovem disulfidu.

Beli fosfor- močan strup, že v majhnih odmerkih je usoden.

Če beli fosfor dolgo časa segrevamo brez dostopa zraka pri 250-300 °, se spremeni v drugo modifikacijo fosforja, ki ima rdeče-vijolično barvo in se imenuje rdeči fosfor. Enaka transformacija se zgodi, vendar le zelo počasi, pod vplivom svetlobe.

njegove lastnosti se močno razlikujejo od bele; na zraku zelo počasi oksidira, v temi se ne sveti, vname se le pri 260°, v ogljikovem disulfidu se ne topi in ni strupen. Specifična teža rdečega fosforja je 2,20. Pri močnem segrevanju se brez taljenja pretvori v paro, ki pri ohlajanju tvori beli fosfor.

Črni fosfor nastane iz rdečega pri segrevanju na 350° pod pritiskom več sto atmosfer. Na videz je zelo podoben, na otip masten, dobro prevaja elektriko in je veliko težji od drugih modifikacij fosforja. Specifična teža črnega fosforja je 2,70, temperatura vžiga je 490 °.

Glavno področje uporabe fosforja je proizvodnja vžigalic. Dandanes so vžigalice tako nujen kos našega vsakdanjika, da si težko predstavljamo, kako bi lahko ljudje živeli brez njih. Medtem pa vžigalice obstajajo šele 150 let.

Prve vžigalice, ki so se pojavile leta 1805, so bile lesene palčke, katerih en konec je bil prevlečen z mešanico bertholletove soli, sladkorja in arabskega gumija. Takšne vžigalice so prižigali tako, da so njihove glave navlažili s koncentriranim žveplom.kislina. Da bi to naredili, so bile palice potopljene v majhno vialo, ki je vsebovala azbest, namočen v žveplovo kislino.

Izum fosfornih vžigalic, ki se prižgejo s trenjem, sega v 30. leta prejšnjega stoletja. Glave vžigalic so bile sestavljene iz žvepla, ki je bilo prevlečeno z mešanico belega fosforja z nekaterimi snovmi, bogatimi s kisikom (svinčev rdeči Pb 3 O 4 ali manganov dioksid MnO 2), med seboj povezane z lepilom. Take vžigalice so se imenovale žveplove in so bile v Rusiji v uporabi do konca 19. stoletja. Zlahka so se vžgale, ko so jih drgnili ob katero koli površino, zaradi česar so bile žveplove vžigalice kljub določenemu udobju zelo vnetljive. Poleg tega je zaradi toksičnosti belega fosforja njihova proizvodnja povzročila veliko škodo zdravju delavcev v tovarnah vžigalic. Pogosti so bili tudi primeri zastrupitev z vžigalicami. Trenutno je v skoraj vseh državah proizvodnja žveplovih vžigalic prekinjena zaradi njihove zamenjave s tako imenovanimi varnostnimi vžigalicami. Te vžigalice so bile najprej izdelane na Švedskem, zato jih včasih imenujejo tudi švedske.

Pri izdelavi varnostnih vžigalic se uporablja izključno in se ne nahaja v glavi vžigalice, temveč v masi, ki se nanese na stranico vžigalične škatlice. Glava vžigalice je sestavljena iz mešanice vnetljivih snovi z bertholletovo soljo in spojinami, ki katalizirajo razgradnjo te soli (Fe 2 O 3 itd.). Mešanica je lahko vnetljiva, če jo drgnete ob stransko površino škatlice za vžigalice, prekrito z navedeno mešanico.

Poleg proizvodnje vžigalic se fosfor uporablja v vojaških zadevah. Ker pri izgorevanju fosforja nastaja gost bel dim, je strelivo (topniške granate, letalske bombe ipd.), namenjeno oblikovanju tako imenovanih »dimnih zaves«, napolnjeno z belim fosforjem. Znatna količina fosforja se porabi za proizvodnjo različnih organofosfornih pripravkov, ki vključujejo zelo učinkovita sredstva za uničevanje škodljivcev.

Prosti fosfor je izjemno aktiven. Neposredno se povezuje s številnimi enostavnimi snovmi, pri čemer sprošča velike količine toplote. Fosfor se najlažje veže s kisikom, nato s halogeni, žveplom in številnimi kovinami, v slednjem primeru pa nastanejo podobni nitridi, na primer: Ca 3 P 2, Mg 3 P 2 itd. Vse te lastnosti so še posebej izrazite pri beli fosfor; rdeči fosfor reagira manj energijsko črna na splošno zelo težko vstopa v kemične interakcije.

Med biogenimi elementi je treba posebno mesto dati fosforju. Navsezadnje brez njega ne morejo obstajati tako pomembne spojine, kot so na primer ATP ali fosfolipidi, pa tudi mnogi drugi. Hkrati so anorganske snovi tega elementa zelo bogate z različnimi molekulami. Fosfor in njegove spojine se pogosto uporabljajo v industriji, so pomembni udeleženci v bioloških procesih in se uporabljajo v najrazličnejših človeških dejavnostih. Zato razmislimo, kaj je ta element, kakšna je njegova preprosta snov in najpomembnejše spojine.

Fosfor: splošne značilnosti elementa

Položaj v periodnem sistemu lahko opišemo v več točkah.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Tretje majhno obdobje.
3. Serijska številka - 15.
4. Atomska masa - 30,974.
5. Elektronska konfiguracija atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Možna oksidacijska stanja so od -3 do +5.
7. Kemijski simbol - P, izgovorjava v formulah "pe". Ime elementa je fosfor. Latinsko ime Phosphorus.

Zgodovina odkritja tega atoma sega v daljno 12. stoletje. Tudi v zapisih alkimistov so bile informacije, ki so govorile o proizvodnji neznane "svetleče" snovi. Vendar je bil uradni datum za sintezo in odkritje fosforja leto 1669. Bankrotirani trgovec Brand je v iskanju filozofskega kamna po naključju sintetiziral snov, ki lahko oddaja sij in gori s svetlim, slepečim plamenom. To je naredil z večkratnim kalciniranjem človeškega urina.

Po tem je bil ta element pridobljen neodvisno drug od drugega z uporabo približno enakih metod:

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

Danes je ena najbolj priljubljenih metod sinteze te snovi redukcija iz ustreznih mineralov, ki vsebujejo fosfor, pri visokih temperaturah pod vplivom ogljikovega monoksida in silicijevega dioksida. Postopek se izvaja v posebnih pečeh. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi tako za živa bitja kot tudi za številne sinteze v kemični industriji. Zato bi morali razmisliti, kaj je ta element kot preprosta snov in kje se nahaja v naravi.

Enostavna snov fosfor

Težko je poimenovati katero koli specifično spojino, ko gre za fosfor. To je razloženo s številnimi alotropskimi spremembami, ki jih ima ta element. Obstajajo štiri glavne vrste preproste snovi fosforja.

1. Bela. To je spojina s formulo P4. Je bela hlapna snov z ostrim, neprijetnim vonjem po česnu. Na zraku pri normalnih temperaturah se spontano vname. Gori z žarečo bledo zeleno svetlobo. Zelo strupeno in smrtno nevarno. Kemična aktivnost je izjemno visoka, zato se pridobiva in hrani pod plastjo prečiščene vode. To je možno zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Ogljikov disulfid in organske snovi so za ta namen najbolj primerne za beli fosfor. Pri segrevanju se lahko spremeni v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Ko se para kondenzira in ohladi, lahko tvori plasti. Na dotik so mastne, mehke, zlahka jih je rezati z nožem, bele (rahlo rumenkaste). Tališče 44 0 C. Zaradi svoje kemične aktivnosti se uporablja v sintezah. Toda zaradi svoje strupenosti se industrijsko ne uporablja široko.
2. Rumena. Je slabo prečiščena oblika belega fosforja. Je še bolj strupen in tudi neprijeten vonj po česnu. Vname se in gori s svetlo sijočim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali se sploh ne raztopijo v vodi, po popolni oksidaciji oddajajo oblake belega dima s sestavo P4O10.
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejša in najpogosteje uporabljena modifikacija te snovi v industriji. Pasto rdeča masa, ki se pod povišanim pritiskom lahko spremeni v škrlatne kristale, je kemično neaktivna. To je polimer, ki se lahko raztopi samo v določenih kovinah in v ničemer drugem. Pri temperaturi 250 0 C sublimira in se spremeni v belo modifikacijo. Ni tako strupena kot prejšnje oblike. Vendar pa je pri dolgotrajni izpostavljenosti telesu strupen. Uporablja se za nanašanje vžigalne prevleke na škatlice za vžigalice. To pojasnjujemo z dejstvom, da se ne more spontano vžgati, ampak med denotacijo in trenjem eksplodira (vname).
4. Črna. Po videzu zelo spominja na grafit in je tudi masten na otip. Je polprevodnik električnega toka. Temni kristali, sijoči, ki se sploh ne morejo raztopiti v topilih. Da se vžge, so potrebne zelo visoke temperature in predhodno segrevanje.

Zanimiva je tudi nedavno odkrita oblika fosforja – kovinski. Je prevodnik in ima kubično kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

Kemične lastnosti fosforja so odvisne od oblike, v kateri se nahaja. Kot je navedeno zgoraj, so modifikacije rumene in bele najbolj aktivne. Na splošno je fosfor sposoben interakcije z:

• kovine, ki tvorijo fosfide in delujejo kot oksidanti;
• nekovine, ki delujejo kot redukcijsko sredstvo in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• močni oksidanti, ki se spremenijo v fosforno kislino;
• s koncentriranimi jedkimi alkalijami glede na vrsto nesorazmernosti;
• z vodo pri zelo visokih temperaturah;
• s kisikom, da tvorijo različne okside.

Kemične lastnosti fosforja so podobne lastnostim dušika. navsezadnje je del skupine pniktogena. Vendar pa je aktivnost zaradi raznolikosti alotropskih modifikacij za nekaj velikosti večja.

Biti v naravi

Kot hranilo je fosforja zelo veliko. Njegov odstotek v zemeljski skorji je 0,09%. To je kar velik podatek. Kje se ta atom nahaja v naravi? Obstaja več glavnih mest:

• zeleni del rastlin, njihova semena in plodovi;
• živalska tkiva (mišice, kosti, zobna sklenina, številne pomembne organske spojine);
• Zemljina skorja;
• tla;
• kamnine in minerali;
• morska voda.

V tem primeru lahko govorimo le o vezanih oblikah, ne pa tudi o enostavni snovi. Navsezadnje je izjemno aktiven in to mu ne dovoljuje, da bi bil svoboden. Med minerali, ki so najbogatejši s fosforjem, so:

• Angleščina;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit in drugi.

Biološkega pomena tega elementa ni mogoče preceniti. Navsezadnje je del takšnih spojin, kot so:

• beljakovine;
• fosfolipidi;
• fosfoproteini;
• encimi.

Se pravi vse tiste, ki so vitalne in iz katerih je zgrajeno celotno telo kot celota. Dnevna potreba navadne odrasle osebe je približno 2 grama.

Fosfor in njegove spojine

Kot zelo aktiven element tvori veliko različnih snovi. Navsezadnje tvori fosfide in sam deluje kot reducent. Zahvaljujoč temu je težko poimenovati element, ki bi bil inerten pri reakciji z njim. Zato so formule fosforjevih spojin izjemno raznolike. Navedemo lahko več razredov snovi, pri nastajanju katerih aktivno sodeluje.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapne vodikove spojine, sulfidi, nitridi in drugi. Na primer: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 in drugi.
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednje, kisle, bazične, dvojne, kompleksne), kisline. Primer: 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 in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in drugi.

Večina označenih vrst snovi ima pomemben industrijski in biološki pomen. Uporaba fosforja in njegovih spojin je možna tako v medicinske namene kot za izdelavo povsem običajnih gospodinjskih predmetov.

Povezave s kovinami

Binarne spojine fosforja s kovinami in manj elektronegativnimi nekovinami imenujemo fosfidi. To so soli podobne snovi, ki so izjemno nestabilne, ko so izpostavljene različnim dejavnikom. Tudi navadna voda povzroči hitro razgradnjo (hidrolizo).

Poleg tega snov pod vplivom nekoncentriranih kislin razpade tudi na ustrezne produkte. Na primer, če govorimo o hidrolizi kalcijevega fosfida, bosta produkta kovinski hidroksid in fosfin:

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

In z razgradnjo fosfida pod delovanjem mineralne kisline dobimo ustrezno sol in fosfin:

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

Na splošno je vrednost obravnavanih spojin ravno v tem, da se kot rezultat tvori vodikova spojina fosforja, katere lastnosti bodo obravnavane v nadaljevanju.

Hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• beli fosfor;
• fosfin

Prvo smo že omenili zgoraj in podali značilnosti. Rekli so, da gre za bel gost dim, zelo strupen, neprijetnega vonja in v normalnih pogojih samovnetljiv.

Toda kaj je fosfin? To je najpogostejša in znana hlapljiva snov, ki vključuje zadevni element. Je binaren, drugi udeleženec pa je vodik. Formula vodikove spojine fosforja je PH 3, ime je fosfin.

Lastnosti te snovi je mogoče opisati na naslednji način.

1. Hlapljiv brezbarven plin.
2. Zelo strupeno.
3. Ima vonj po gnilih ribah.
4. Ne komunicira z vodo in se v njej zelo slabo raztopi. Dobro topen v organskih snoveh.
5. V normalnih pogojih je kemično zelo aktiven.
6. Na zraku se samovžge.
7. Nastane pri razgradnji kovinskih fosfidov.

Drugo ime je fosfan. Z njim so povezane zgodbe iz davnih časov. Vse skupaj je nekaj, kar so ljudje včasih videli in zdaj vidijo na pokopališčih in v močvirjih. Lučke v obliki krogle ali sveče, ki se pojavljajo tu in tam in dajejo vtis gibanja, so veljale za slabo znamenje in vraževerni ljudje so se jih zelo bali. Razlog za ta pojav je po sodobnih pogledih nekaterih znanstvenikov mogoče šteti za spontano zgorevanje fosfina, ki nastane naravno med razgradnjo organskih ostankov, tako rastlinskih kot živalskih. Plin pride ven in se vžge, ko pride v stik s kisikom v zraku. Barva in velikost plamena sta lahko različni. Najpogosteje so to zelenkasto svetle luči.

Očitno so vse hlapne fosforjeve spojine strupene snovi, ki jih je mogoče zlahka zaznati po njihovem ostrem, neprijetnem vonju. Ta znak pomaga preprečiti zastrupitev in neprijetne posledice.

Spojine z nekovinami

Če se fosfor obnaša kot reducent, potem bi morali govoriti o binarnih spojinah z nekovinami. Najpogosteje se izkaže, da so bolj elektronegativni. Tako lahko ločimo več vrst tovrstnih snovi:

• spojina fosforja in žvepla - fosforjev sulfid P 2 S 3;
• fosforjev klorid III, V;
• oksidi in anhidridi;
• bromid in jodid ter drugi.

Kemija fosforja in njegovih spojin je raznolika, zato je težko opredeliti najpomembnejše med njimi. Če govorimo posebej o snoveh, ki nastanejo iz fosforja in nekovin, so najpomembnejši oksidi in kloridi različnih sestav. Uporabljajo se v kemičnih sintezah kot sredstva za odstranjevanje vode, kot katalizatorji itd.

Tako je eno najmočnejših sušilnih sredstev najvišje - P 2 O 5. Vodo privlači tako močno, da ob neposrednem stiku z njo pride do burne reakcije z močnim hrupom. Sama snov je bela snežna masa, njeno agregatno stanje je bližje amorfnemu.

Znano je, da organska kemija po številu spojin daleč presega anorgansko. To je razloženo s pojavom izomerizma in zmožnostjo ogljikovih atomov, da tvorijo verige atomov različnih struktur, ki se zapirajo drug z drugim. Seveda obstaja določen vrstni red, to je klasifikacija, ki ji je podvržena vsa organska kemija. Razredi spojin so različni, vendar nas zanima ena specifična, neposredno povezana z obravnavanim elementom. S fosforjem je. Tej vključujejo:

• koencimi - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat in drugi;
• beljakovine;
• nukleinske kisline, saj je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• fosfolipidi in fosfoproteini;
• encimi in katalizatorji.

Vrsta iona, v katerem fosfor sodeluje pri tvorbi molekule teh spojin, je PO 4 3-, to je kisli ostanek fosforne kisline. Nekatere beljakovine ga vsebujejo v obliki prostega atoma ali preprostega iona.

Za normalno delovanje vsakega živega organizma je ta element in organske spojine, ki jih tvori, izjemno pomemben in nujen. Konec koncev je brez beljakovinskih molekul nemogoče zgraditi en sam strukturni del telesa. In DNK in RNK sta glavna nosilca in prenašalca dednih informacij. Na splošno morajo biti vse povezave prisotne.

Uporaba fosforja v industriji

Uporabo fosforja in njegovih spojin v industriji lahko označimo v več točkah.

1. Uporablja se pri proizvodnji vžigalic, eksplozivnih spojin, zažigalnih bomb, nekaterih vrst goriva in maziv.
2. Kot absorber plina in tudi pri izdelavi žarnic z žarilno nitko.
3. Za zaščito kovin pred korozijo.
4. V kmetijstvu kot gnojilo za tla.
5. Kot mehčalec vode.
6. V kemijskih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

Njegova vloga v živih organizmih je omejena na sodelovanje v procesih tvorbe zobne sklenine in kosti. Sodelovanje v anaboličnih in katabolnih reakcijah, kot tudi vzdrževanje pufra notranjega okolja celice in bioloških tekočin. Je osnova za sintezo DNA, RNA in fosfolipidov.

Pridobivanje cinkovega fosfata

Kadmij je redek element v sledovih z litosferskim klarkom 1,3 × 10-5 masnih %. Za kadmij je značilna migracija v vročih podzemnih vodah skupaj s cinkom in drugimi halkofilnimi elementi ter koncentracija v hidrotermalnih nahajališčih...

Radon, njegov vpliv na človeka

Radon se v vodah mineralnih vrelcev, jezerih in zdravilnem blatu nahaja v raztopljenem stanju v zanemarljivih količinah. Je v zraku, ki polni jame, jame, globoke ozke doline ...

Fosfor in njegove spojine

Fosfor je eden od pogostih elementov. Skupna vsebnost v zemeljski skorji je približno 0,08%. Zaradi lahke oksidacije se fosfor v naravi pojavlja le v obliki spojin...

fulereni

Odkritje fulerenov je privedlo tudi do iskanja fulerenskih struktur v kamninah, ki vsebujejo ogljik. Fulerene so našli v naravi. Geokemiki so prišli do podobnega osupljivega odkritja. V vzorcih so odkrili prisotnost fulerena...

Značilnosti elementov podskupine dušika

Fosfor je nekovinski element. Po številu elektronov in elektronski konfiguraciji (3s23p3) je fosforjev atom analog dušika. Toda v primerjavi z atomom dušika ima atom fosforja večji polmer, nižjo energijo ionizacije in OEO ...

Kemijske lastnosti kositra in njegovih spojin

Kositer je značilen element zgornjega dela zemeljske skorje, njegova vsebnost v litosferi je 2,5·10-4% mase, v kislih magmatskih kamninah 3·10-4%, v globljih bazičnih kamninah pa 1,5·10-4 %; še manj Kositer v plašču...

Kemija aktinidov

Med aktinoidi imata največjo številčnost torij in uran; njihovi atomski klarki so 3×10?4% oziroma 2×10?5%. V zemeljski skorji se uran nahaja v obliki mineralne oblike uraninita - U3O8 (smolna ruda, uranova smola)...

Element kalcij. Lastnosti, proizvodnja, uporaba

Zaradi visoke kemijske aktivnosti se kalcij v naravi ne pojavlja v prosti obliki. Kalcij predstavlja 3,38 % mase zemeljske skorje (5. najpogostejši za kisikom, silicijem, aluminijem in železom). izotopi...