Masa de fosfor. Domenii de aplicare a fosforului. Compuși cu nemetale

DEFINIȚIE

Fosfor- al cincisprezecelea element al tabelului periodic. Denumire - P din latinescul „fosfor”. Situat în a treia perioadă, grupul VA. Se referă la nemetale. Sarcina nucleară este 15.

Fosforul este unul dintre elementele destul de comune; conținutul său în scoarța terestră este de aproximativ 0,1% (greutate). Datorită oxidabilității ușoare a fosforului în stare liberă, acesta nu apare în natură.

Dintre compușii naturali ai fosforului, cel mai important este ortofosfatul de calciu Ca 3 (PO 4) 2 , care formează uneori depozite mari sub formă de fosforină minerală. Deseori se găsește și apatita minerală, care conține, pe lângă Ca 3 (PO 4) 2, și CaF 2 sau CaCl 2.

Greutatea atomică și moleculară a fosforului

DEFINIȚIE

Greutatea moleculară relativă a unei substanțe (M r) este un număr care arată de câte ori masa unei molecule date este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon și masa atomică relativă a unui element (A r)- de câte ori masa medie a atomilor unui element chimic este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon.

Valorile greutăților atomice și moleculare ale fosforului coincid; sunt egale cu 30,9737.

Alotropia și modificările alotropice ale fosforului

Fosforul formează mai multe modificări alotrope.

Fosforul alb se obține în stare solidă prin răcirea rapidă a vaporilor de fosfor; densitatea sa este de 1,83 g/cm 3 . În forma sa pură, fosforul alb este complet incolor și transparent (Fig. 1). La frig este casant, dar la temperaturi peste 15 o C devine moale si poate fi taiat usor cu un cutit.

În aer, fosforul alb se oxidează foarte repede și strălucește în întuneric. Deja la încălzire scăzută, pentru care o frecare simplă este suficientă, fosforul se aprinde și se arde. Are o rețea cristalină moleculară, în nodurile căreia se află molecule tetraedrice P 4 . Otravă puternică.

Orez. 1. Modificări alotropice ale fosforului. Aspect.

Dacă fosforul alb este încălzit la o temperatură de 250-300 o C, acesta intră într-o altă modificare care are o culoare roșu-violetă și se numește fosfor roșu. Această transformare are loc foarte lent și sub influența luminii.

Fosforul roșu în proprietățile sale este foarte diferit de alb: se oxidează încet în aer, nu strălucește în întuneric, se aprinde doar la 260 o C și este netoxic.

Cu încălzire puternică, fosforul roșu, fără să se topească, se evaporă (sublimează). Când vaporii sunt răciți, se obține fosfor alb.

Fosforul negru se formează din alb atunci când este încălzit la 200-220 o C sub foarte presiune ridicata. Arată ca grafitul, este gras la atingere și mai greu decât alte modificări. Semiconductor.

Izotopi ai fosforului

Se știe că fosforul apare în natură sub forma unui singur izotop 31P (23,99%). Numărul de masă este 31. Nucleul unui atom al izotopului de fosfor 31 P conține cincisprezece protoni și șaisprezece neutroni.

Există izotopi artificiali ai fosforului cu numere de masă de la 24 la 46, dintre care cel mai stabil este 32 P cu un timp de înjumătățire de 14 zile.

Ioni de fosfor

La nivelul de energie exterior al atomului de fosfor, există cinci electroni care sunt de valență:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Ca urmare a interacțiunii chimice, fosforul își poate pierde electronii de valență, adică. fi donatorul lor și se transformă în ioni încărcați pozitiv sau acceptă electroni de la un alt atom, adică să fie acceptorul lor și să se transforme în ioni încărcați negativ:

P0 -5e → P5+;

P0 -3e → P3+;

P 0 -1e → P 1+ ;

P 0 +3e → P 3- .

Moleculă și atom de fosfor

Molecula de fosfor este monoatomică - R. Să dăm câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de fosfor:

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Fosfina poate fi obtinuta prin actiunea acidului clorhidric asupra fosfurei de calciu. Calculați volumul de fosfină (N.O.) care se formează din 9,1 g de fosfură de calciu. Fracția de masă a randamentului de produs este de 90%.
Soluţie	Să scriem ecuația reacției pentru obținerea fosfinei din fosfură de calciu: Ca 3 P 2 + 6HCl \u003d 2PH 3 + 3CaCl 2. Calculați cantitatea de substanță fosfură de calciu (masă molară - 182 g / mol): n(PH 3) = m(PH 3) / M(PH 3); n (PH 3) \u003d 9,1 / 182 \u003d 0,05 mol. Conform ecuației reacției n(PH 3): n(Ca 3 P 2) = 2:1, atunci: n(PH 3) = 2 × n(Ca 3 P 2); n (PH 3) \u003d 2 × 0,05 \u003d 0,1 mol. Apoi, volumul de fosfină eliberată va fi egal cu: V(PH 3) = n (PH 3) × V m ; V (PH 3) \u003d 0,1 × 22,4 \u003d 2,24 litri. Având în vedere randamentul produsului de reacție, volumul de fosfină este: V(PH 3) = V(PH 3) × η/100%; V (PH 3) \u003d 2,24 × 90 / 100% \u003d 2,016 l.
Răspuns	Volumul fosfinei este de 2,016 l

Potrivit unor date literare, metoda de obținere a fosforului era cunoscută de alchimiștii arabi din secolul al XII-lea. Dar data general acceptată pentru descoperirea fosforului este considerată a fi 1669, când X. Brand (Germania), la calcinarea reziduului uscat de la evaporarea urinei cu nisip și distilarea ulterioară fără aer, a obținut o substanță strălucitoare în întuneric, numit mai întâi „foc rece”, iar mai târziu Fosfor din greacă. fosfor – luminifer. Curând, metoda de obținere a Fosforului a devenit cunoscută chimiștilor germani - I. Kraft, I. Kunkel; în 1682 a fost publicată această metodă. În 1743, A. S. Marggraf a dezvoltat următoarea metodă de obţinere a Fosforului: un amestec de clorură de plumb cu urină a fost evaporat la sec şi încălzit până când a încetat eliberarea produselor volatile; reziduul a fost amestecat cu cărbune pulbere și supus la distilare într-o retortă de lut; Vaporii de fosfor s-au condensat în recipient cu apă. Cea mai simplă metodă de obţinere a fosforului prin calcinarea cenuşii osoase cu cărbune a fost propusă abia în 1771 de K. Scheele. Natura elementară a Fosforului a fost stabilită de A. Lavoisier. În a doua jumătate a secolului al XIX-lea a luat naștere producția industrială de fosfor din fosforiți în cuptoarele cu retortă; la începutul secolului al XX-lea au fost înlocuite cu cuptoare electrice.

Distribuția fosforului în natură. Conținutul mediu de Fosfor în scoarța terestră (clarke) este de 9,3 10 -2% în greutate; în roci medii 1,6 10 -1, în roci bazice 1,4 10 -1, mai puțin în granite și alte roci magmatice acide - 7 10 -2 și chiar mai puțin în roci ultrabazice (manta) - 1,7 10 2%; în rocile sedimentare de la 1,7 10 -2 (gresii) la 4 10 -2% (roci carbonatice). Fosforul participă la procesele magmatice și migrează viguros în biosferă. Ambele procese sunt asociate cu marile sale acumulări, care formează depozite industriale de apatite și fosforite. Fosforul este un element biogen extrem de important; este acumulat de multe organisme. Multe procese de concentrare a fosforului în scoarța terestră sunt asociate cu migrația biogenă. Fosforul precipită ușor din ape sub formă de minerale insolubile sau este captat de materia vie. Prin urmare, în apa de mare doar 7·10 -6% Fosfor. Sunt cunoscute aproximativ 180 de minerale de fosfor, în principal diverși fosfați, dintre care fosfații de calciu sunt cei mai des întâlniți.

Proprietățile fizice ale fosforului. Fosforul elementar există sub forma mai multor modificări alotrope, principalele fiind alb, roșu și negru.

Fosforul alb este o substanță ceroasă, transparentă, cu un miros caracteristic, formată în timpul condensării vaporilor de fosfor. Fosforul alb în prezența impurităților - urme de fosfor roșu, arsen, fier etc. - este colorat în galben, de aceea fosforul alb comercial se numește galben. Există două forme de fosfor alb: forma α și forma β. α-modificarea este un cristal al sistemului cubic (a = 18,5 Å); densitate 1,828 g / cm 3, t pl 44,1 ° C, t balot 280,5 ° C, căldură de fuziune 2,5 kJ / mol P 4 (0,6 kcal / mol P 4), căldură de evaporare 58,6 kJ / mol P 4 (14,0 kcal / mol P 4), presiunea vaporilor la 25 ° C 5,7 n/m 2 (0,043 mm Hg). Coeficientul de dilatare liniară în domeniul de temperatură de la 0 la 44 °C este 12,4 10 -4, conductivitatea termică este de 0,56 W/(m K) la 25 °C. În ceea ce privește proprietățile electrice, fosforul α-alb este aproape de dielectrici: intervalul de bandă este de aproximativ 2,1 eV, rezistivitatea electrică este de 1,54·10 11 ohm·cm, este diamagnetic și susceptibilitatea magnetică specifică este -0,86·10 - 6 . Duritate Brinell 6 MN / m 2 (0,6 kgf / mm 2). Forma α a fosforului alb se dizolvă bine în disulfură de carbon, mai rău - în amoniac lichid, benzen, tetraclorură de carbon etc. La -76,9 ° C și o presiune de 0,1 MN / m 2 (1 kgf / cm 2) în scăzut -temperatura β-forma (densitate 1,88 g/cm3). Cu o creștere a presiunii la 1200 MN / m 2 (12000 kgf / cm 2), tranziția are loc la 64,5 ° C. β-Formă - cristale cu dublă refracție. Fosforul alb este otrăvitor: se aprinde spontan în aer la o temperatură de aproximativ 40 °C, deci trebuie păstrat sub apă (solubilitatea în apă la 25 °C este de 3,3 10 -4%). Prin încălzirea Fosforului alb fără acces la aer la 250-300°C timp de câteva ore se obține Fosforul roșu. Tranziția este exotermă, accelerată de razele ultraviolete, precum și de impurități (iod, sodiu, seleniu). Fosforul roșu comercial obișnuit este aproape complet amorf; Este de culoare maro închis până la violet. Cu încălzire prelungită, se poate transforma ireversibil într-una dintre formele cristaline (triclinice, cubice și altele) cu proprietăți diferite: densitate de la 2,0 până la 2,4 g / cm 3, t pl de la 585 la 610 ° C la o presiune de câteva zeci a atmosferelor, temperatura de sublimare de la 416 la 423 ° C, rezistivitate electrică de la 10 9 la 10 14 ohm cm. Fosforul Roșu nu se aprinde spontan în aer, până la o temperatură de 240-250 °C, ci se aprinde spontan la frecare sau impact; insolubil în apă, precum și în benzen, disulfură de carbon și altele, solubil în tribromură de fosfor. La temperatura de sublimare, fosforul roșu se transformă în vapori, la răcirea cărora se formează în principal fosfor alb.

Când fosforul alb este încălzit la 200-220 °C sub presiune (1,2-1,7)·103 MN/m2 [(12-17)·103 kgf/cm2], se formează fosfor negru. Această transformare poate fi efectuată fără presiune, dar în prezența mercurului și a unei cantități mici de cristale de fosfor negru (sămânță) la 370°C timp de 8 zile. Fosforul negru este o structură cristalină rombică (a = 3,31 Å, b = 4,38 Å, c = 10,50 Å), rețeaua este construită din straturi fibroase cu un aranjament piramidal al atomilor caracteristic Fosforului, densitate 2,69 g/cm 3, t pl aproximativ 1000 ° C sub o presiune de 1,8 10 3 MN / m 2 (18 10 3 kgf / cm 2). De aspect Fosforul negru este similar cu grafitul; semiconductor: band gap 0,33 eV la 25°C; are o rezistență electrică specifică de 1,5 ohm cm, un coeficient de temperatură al rezistenței electrice de 0,0077, este diamagnetic și o susceptibilitate magnetică specifică de -0,27 10 -6 . Când este încălzit la 560-580 ° C, sub presiunea propriilor vapori, se transformă în fosfor roșu. Fosforul negru este inactiv, cu greu se aprinde atunci când este aprins, astfel încât poate fi prelucrat în siguranță în aer.

Raza atomică Fosfor 1,34 Å, raze ionice: P 5+ 0,35 Å, P 3+ 0,44 Å, P 3- 1,86 Å.

Atomii de fosfor se combină în molecule diatomice (P 2), tetraatomice (P 4) și polimerice. Cele mai stabile în condiții normale sunt moleculele polimerice care conțin lanțuri lungi de tetraedre P4 interconectate. În formă lichidă, solidă (fosfor alb) și în vapori sub 800 °C, fosforul este format din molecule de P4. La temperaturi peste 800 °C, moleculele de P4 se disociază în P2, care, la rândul lor, se descompun în atomi la temperaturi peste 2000 °C. Doar fosforul alb este format din molecule P4, toate celelalte modificări sunt polimeri.

Proprietățile chimice ale fosforului. Configurația electronilor exteriori ai atomului Fosfor 3s 2 3p 3 ; în compuși, cele mai caracteristice stări de oxidare sunt +5, +3 și -3. La fel ca azotul, fosforul din compuși este în principal covalent. Există foarte puțini compuși ionici similari cu fosfuri de Na 3 P, Ca 3 P 2. Spre deosebire de azot, fosforul are orbitali 3d liberi cu energii destul de scăzute, ceea ce duce la posibilitatea creșterii numărului de coordonare și formării legăturilor donor-acceptor.

Fosforul este activ din punct de vedere chimic, Fosforul alb este cel mai activ; Fosforul roșu și negru este mult mai pasiv în reacțiile chimice. Oxidarea fosforului alb are loc prin mecanismul reacțiilor în lanț. Oxidarea fosforului este de obicei însoțită de chemiluminiscență. În timpul arderii fosforului în exces de oxigen se formează oxid (V) P 4 O 10 (sau P 2 O 5), cu o deficiență - în principal oxid (III) P 4 O 6 (sau P 2 O 3). Existența P 4 O 7 , P 4 O 8 , P 2 O 6 , PO și a altor oxizi de fosfor în vapori a fost dovedită spectroscopic. Oxidul de fosfor (V) se obține în scara industriala arderea fosforului elementar în exces de aer uscat. Hidratarea ulterioară a P 4 O 10 conduce la producerea de acizi fosforici orto- (H 3 PO 4) și poli-(H n+2 P n O 3n+1). În plus, Fosforul formează acid fosforic H 3 PO 3, acid fosforic H 4 P 2 O 6 și acid hipofosforic H 3 PO 2, precum și peracizi: H 4 P 2 O 8 perfosforic și H 3 PO 5 monoperfosforic. Sărurile acizilor fosforici (fosfați) sunt utilizate pe scară largă, într-o măsură mai mică - fosfiți și hipofosfiți.

Fosforul se combină direct cu toți halogenii cu eliberarea unei cantități mari de căldură și formarea de trihalogenuri (PX 3, unde X este un halogen), pentahalogenuri (PX 5) și oxihalogenuri (de exemplu, POX 3). Când fosforul este fuzionat cu sulf sub 100 °C, se formează soluții solide pe bază de fosfor și sulf, iar peste 100 °C, o reacție exotermă de formare a sulfurilor cristaline P 4 S 3 , P 4 S 5 , P 4 S 7 , P 4 S 10 , din care numai P 4 S 5 se descompune în P 4 S 3 și P 4 S 7 când este încălzit peste 200 ° C, iar restul se topește fără descompunere. Sunt cunoscute oxisulfuri de fosfor: P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 şi P 4 O 4 S 3 . Fosforul este mai puțin capabil să formeze compuși cu hidrogen decât azotul. Hidrogen fosfin fosfina PH 3 şi difosfina P 2 H 4 pot fi obţinute numai indirect. Dintre compușii Fosforului cu azot se cunosc nitrururile PN, P 2 N 3 , P 3 N 5 - substanțe solide, stabile chimic, obținute prin trecerea azotului cu vapori de fosfor printr-un arc electric; Halogenuri de fosfonitril polimerice - (PNX 2) n (de exemplu, clorură de polifosfonitril), obţinute prin interacţiunea pentahalogenurilor cu amoniacul în diferite condiţii; amidoimidofosfați - compuși, de regulă, polimerici, care conțin împreună cu Legături P-O-P Legături P-NH-P.

La temperaturi de peste 2000°C, fosforul reacţionează cu carbonul pentru a forma carbura RS 3, o substanţă care nu se dizolvă în solvenţi obişnuiţi şi nu interacţionează nici cu acizii, nici cu alcalii. Când este încălzit cu metale, fosforul formează fosfuri.

Fosforul formează numeroși compuși organofosforici.

Obținerea de fosfor. Producția de fosfor elementar se realizează prin reducerea sa electrotermală din fosfați naturali (apatite sau fosforite) la 1400-1600 °C cu cocs în prezență de silice (nisip cuarț):

2Са 3 (РО 4) 2 + 10С + nSiO 2 = P 4 + 10СО + 6СаО nSiO 2

Minereul pre-zdrobit și îmbogățit care conține fosfor este amestecat în proporții predeterminate cu silice și cocs și încărcat într-un cuptor electric. Silicea este necesară pentru a scădea temperatura de reacție, precum și pentru a crește viteza acesteia prin legarea oxidului de calciu eliberat în timpul procesului de reducere de silicatul de calciu, care este îndepărtat continuu sub formă de zgură topită. În zgură trec, de asemenea, silicații și oxizii de aluminiu, magneziu, fier și alte impurități. de asemenea ferofosfor (Fe 2 P, FeP, Fe 3 P), format prin interacțiunea unei părți din fierul redus cu fosforul. Ferofosforul, precum și cantități mici de mangan și alte fosfuri metalice dizolvate în acesta, sunt îndepărtate din cuptorul electric pe măsură ce se acumulează în scopul utilizării ulterioare în producția de oțeluri speciale.

Vaporii de fosfor părăsesc cuptorul electric împreună cu produse secundare gazoase și impurități volatile (СО, SiF 4 , РН 3 , vapori de apă, produse de piroliză ai impurităților organice de sarcină etc.) la o temperatură de 250-350 °C. După ce au fost curățate de praf, gazele care conțin fosfor sunt trimise la unități de condensare, în care fosforul alb tehnic lichid este colectat sub apă la o temperatură nu mai mică de 50 °C.

Aplicarea fosforului. Cea mai mare parte a fosforului produs este procesată în acid fosforic și îngrășăminte fosfatice și săruri tehnice (fosfați) obținute din acesta.

Fosforul alb este folosit în proiectile incendiare și fumigene, bombe; fosfor roșu - în producția de chibrituri. Fosforul este utilizat în producerea aliajelor de metale neferoase ca dezoxidant. Introducerea de până la 1% fosfor crește rezistența la căldură a unor aliaje precum fechral, ​​cromal. Fosforul este o componentă a unor bronzuri, deoarece le crește fluiditatea și rezistența la abraziune. Fosfuri de metale, precum și unele nemetale (B, Si, As etc.) sunt folosite la prepararea și dopajul materialelor semiconductoare. Parțial, fosforul este utilizat pentru a produce cloruri și sulfuri, care servesc ca materii prime pentru producerea de plastifianți care conțin fosfor (de exemplu, fosfat de tricrezil, fosfat de tributil și altele), medicamente, pesticide organofosforice și sunt, de asemenea, utilizate ca aditivi în lubrifianți și combustibili.

Ingineria sigurantei. Fosforul alb și compușii săi sunt foarte toxici. Lucrul cu fosfor necesită etanșarea atentă a echipamentului; Fosforul alb trebuie depozitat sub apă sau într-un recipient metalic închis ermetic. Când lucrați cu fosfor, trebuie respectate cu strictețe regulile de siguranță.

Fosforul în organism. Fosforul este unul dintre cele mai importante elemente biogene necesare vieții tuturor organismelor. Este prezent în celulele vii sub formă de acizi orto- și pirofosforici și derivați ai acestora și, de asemenea, face parte din nucleotide, acizi nucleici, fosfoproteine, fosfolipide, esteri fosforici ai carbohidraților, multe coenzime și alți compuși organici. Datorită particularităților structurii chimice, atomii de fosfor, ca și atomii de sulf, sunt capabili să formeze legături bogate în energie în compuși cu energie înaltă: acid adenozin trifosforic (ATP), creatină fosfat și altele. În procesul de evoluție biologică, compușii fosforului au devenit principalii păstrători universali ai informațiilor genetice și ai purtătorilor de energie în toate sistemele vii. Un alt rol important al compușilor de fosfor în organism este acela că adăugarea enzimatică a unui reziduu de fosforil la diverși compuși organici (fosforilare) servește drept „pasare” pentru participarea lor la metabolism și, dimpotrivă, scindarea unui reziduu fosforil (defosforilare). exclude acești compuși din schimbul activ. Enzime din metabolismul fosforului - kinaze, fosforilaze și fosfataze. Rolul principal în transformarea compușilor fosforului la animale și la oameni îl joacă ficatul. Metabolismul fosforului este reglat de hormoni și vitamina D.

Conținutul de Fosfor (în mg la 100 g de substanță uscată) în țesuturile vegetale este de 230-350, la animalele marine - 400-1800, la animalele terestre - 1700-4400, în bacterii - aproximativ 3000; Fosforul este deosebit de abundent în corpul uman țesut osos(puțin mai mult de 5000), în țesuturile creierului (aproximativ 4000) și în mușchi (220-270). Necesarul uman zilnic de Fosfor este de 1-1,2 g (la copii este mai mare decât la adulți). Dintre produsele alimentare, brânza, carnea, ouăle, boabele de leguminoase (mazăre, fasole și altele) sunt cele mai bogate în fosfor. Echilibrul fosforului din organism depinde de starea generala metabolism. Încălcarea metabolismului fosforului duce la modificări biochimice profunde, în primul rând în metabolismul energetic. Cu o lipsă de fosfor în organism, animalele și oamenii dezvoltă osteoporoză și alte boli osoase, iar plantele dezvoltă foamete de fosfor. Sursa de fosfor în natura vie o reprezintă compușii săi anorganici conținuti în sol și dizolvați în apă. Plantele extrag fosforul din sol sub formă de fosfați solubili. Animalele primesc de obicei suficient fosfor din alimente. După moartea organismelor, fosforul intră din nou în sol și în sedimentele de fund, participând astfel la ciclul substanțelor. Rolul important al fosforului în reglarea proceselor metabolice determină sensibilitatea ridicată a multor sisteme enzimatice ale celulelor vii la acțiunea compușilor organofosforici. Această împrejurare este utilizată în medicină la elaborarea preparatelor medicinale, în agriculturăîn producția de îngrășăminte fosfatice, precum și în crearea de insecticide eficiente. Mulți compuși ai fosforului sunt extrem de toxici, iar unii dintre compușii organofosforici pot fi clasificați ca agenți de război chimic (sarin, soman). Izotopul radioactiv al fosforului 32 P este utilizat pe scară largă în biologie și medicină ca indicator în studiul tuturor tipurilor de metabolism și energie în organismele vii.

Otrăvirea cu fosfor și compușii săi sunt observate în timpul sublimării lor termoelectrice, lucrului cu fosfor alb, producerii și utilizării compușilor de fosfor. Compuși organofosforici foarte toxici care au efect anticolinesterazic. Fosforul intră în organism prin sistemul respirator, tractul gastrointestinal și piele. Intoxicația acută se manifestă prin arsuri în gură și stomac, dureri de cap, slăbiciune, greață și vărsături. După 2-3 zile, apare durerea în regiunea epigastrică, hipocondrul drept, icterul. Intoxicația cronică se caracterizează prin inflamarea membranelor mucoase ale tractului respirator superior, semne de hepatită toxică, metabolizare afectată a calciului (dezvoltarea osteoporozei, fragilitate, uneori necroză a țesutului osos, mai des în maxilarul inferior), afectarea sistemului cardiovascular și sistemele nervoase. Primul ajutor pentru intoxicații acute prin gură (cele mai frecvente) - lavaj gastric, laxative, clisme de curățare, soluții intravenoase de glucoză, clorură de calciu etc. Pentru arsurile pielii, tratați zonele afectate cu soluții de sulfat de cupru sau sifon. Ochii se spală cu o soluție 2% de bicarbonat de sodiu. Prevenire: respectarea reglementărilor de siguranță, igiena personală, îngrijire bucală, examinări preventive ale persoanelor care lucrează cu Fosfor.

• Denumirea - P (fosfor);
• Perioada - III;
• Grupa - 15 (Va);
• Masa atomică - 30,973761;
• Numărul atomic - 15;
• Raza unui atom = 128 pm;
• Raza covalentă = 106 pm;
• Distribuția electronilor - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• topitură t = 44,14°C;
• punct de fierbere = 280°C;
• Electronegativitatea (după Pauling / după Alpred și Rochov) = 2,19 / 2,06;
• Stare de oxidare: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Densitate (n.a.) \u003d 1,82 g / cm 3 (fosfor alb);
• Volumul molar = 17,0 cm 3 / mol.

Compuși ai fosforului:

Fosforul (care poartă lumină) a fost obținut pentru prima dată de alchimistul arab Ahad Behil în secolul al XII-lea. Dintre oamenii de știință europeni, germanul Hennig Brant a fost primul care a descoperit fosforul în 1669, în timpul experimentelor cu urina umană în încercarea de a extrage aur din aceasta (omul de știință credea că culoarea aurie a urinei era cauzată de prezența particulelor de aur) . Ceva mai târziu, fosforul a fost obținut de I. Kunkel și R. Boyle - acesta din urmă l-a descris în articolul său „Metoda de preparare a fosforului din urina umană” (14.10.1680; lucrarea a fost publicată în 1693). Lavoisier a demonstrat mai târziu că fosforul este o substanță simplă.

Conținutul de fosfor din scoarța terestră este de 0,08% din masă - acesta este unul dintre cele mai comune elemente chimice de pe planeta noastră. Datorită acestuia activitate ridicată, fosforul în stare liberă nu se găsește în natură, ci face parte din aproape 200 de minerale, dintre care cele mai comune sunt apatita Ca 5 (PO 4) 3 (OH) și fosforit Ca 3 (PO 4) 2.

Fosforul joacă un rol important în viața animalelor, plantelor și oamenilor - face parte dintr-un astfel de compus biologic precum fosfolipidele, este prezent și în proteine ​​și în alți compuși organici importanți, cum ar fi ADN-ul și ATP.

Orez. Structura atomului de fosfor.

Atomul de fosfor conține 15 electroni și are o configurație electronică de nivel de valență externă similară cu azotul (3s 2 3p 3), dar fosforul are proprietăți nemetalice mai puțin pronunțate în comparație cu azotul, ceea ce se explică prin prezența unui d-orbital liber. , o rază atomică mare și energie de ionizare mai mică.

Intrând în reacții cu alte elemente chimice, atomul de fosfor poate prezenta o stare de oxidare de la +5 la -3 (cea mai tipică stare de oxidare este +5, restul sunt destul de rare).

• +5 - oxid de fosfor P 2 O 5 (V); acid fosforic (H3PO4); fosfați, halogenuri, sulfuri de fosfor V (săruri ale acidului fosforic);
• +3-P203 (III); acid fosforic (H3PO3); fosfiți, halogenuri, sulfuri de fosfor III (săruri ale acidului fosforic);
• 0-P;
• -3 - fosfină PH 3; fosfuri metalice.

În starea fundamentală (neexcitată), atomul de fosfor are doi electroni perechi în subnivelul s + 3 electroni neperechi în orbitalii p (orbitalul d este liber) la nivelul energetic exterior. În starea excitată, un electron de la subnivelul s trece la orbitalul d, ceea ce extinde posibilitățile de valență ale atomului de fosfor.

Orez. Trecerea atomului de fosfor la o stare excitată.

P2

Doi atomi de fosfor sunt combinați într-o moleculă de P2 la o temperatură de aproximativ 1000°C.

La temperaturi mai scăzute, fosforul există în moleculele cu patru atomi P 4 și, de asemenea, în moleculele de polimer mai stabile P ∞ .

Modificări alotropice ale fosforului:

• Fosfor alb- extrem de toxic (doză letală fosfor alb pentru un adult este de 0,05-0,15 g) o substanță ceroasă cu miros de usturoi, fără culoare, luminoasă la întuneric (proces de oxidare lent în P 4 O 6); reactivitatea ridicată a fosforului alb se explică prin slab Conexiuni P-P(fosforul alb are o rețea cristalină moleculară cu formula P 4, la nodurile cărora se află atomi de fosfor), care se sparg destul de ușor, drept urmare fosforul alb, atunci când este încălzit sau în timpul depozitării pe termen lung, trece în modificări mai stabile ale polimerului: fosfor roșu și negru. Din aceste motive, fosforul alb este depozitat fără acces de aer sub un strat de apă purificată sau în medii speciale inerte.
• fosfor galben- o substanță inflamabilă, foarte toxică, nu se dizolvă în apă, se oxidează ușor în aer și se aprinde spontan, în timp ce arde cu o flacără verde strălucitoare orbitoare cu degajare de fum alb gros.
• fosfor roșu- o substanță polimerică, insolubilă în apă, cu o structură complexă, care are cea mai mică reactivitate. Fosforul roșu este utilizat pe scară largă în producția industrială, deoarece nu este atât de toxic. Deoarece în aer liber, fosforul roșu, care absoarbe umiditatea, se oxidează treptat cu formarea unui oxid higroscopic („umed”), formează acid fosforic vâscos, prin urmare, fosforul roșu este depozitat într-un recipient închis ermetic. În cazul înmuiării, fosforul roșu este purificat de reziduurile de acid fosforic prin spălare cu apă, apoi uscat și utilizat în scopul propus.
• fosfor negru- gras la atingere substanta asemanatoare grafitului gri-negru cu proprietati semiconductoare - cea mai stabila modificare a fosforului cu o reactivitate medie.
• fosfor metalic obtinut din fosfor negru la presiune ridicata. Fosforul metalic conduce electricitatea foarte bine.

Proprietățile chimice ale fosforului

Dintre toate modificările alotropice ale fosforului, cel mai activ este fosforul alb (P 4). Adesea, în ecuația reacțiilor chimice, ei scriu pur și simplu P, și nu P 4. Întrucât fosforul, ca și azotul, are multe variante de stări de oxidare, în unele reacții este un agent oxidant, în altele este un agent reducător, în funcție de substanțele cu care interacționează.

Oxidativ fosforul prezintă proprietăți în reacțiile cu metalele care apar atunci când este încălzit pentru a forma fosfuri:
3Mg + 2P \u003d Mg 3 P 2.

Fosforul este agent de reducere in reactii:

• cu mai multe nemetale electronegative (oxigen, sulf, halogeni):
  • compușii fosforului (III) se formează cu lipsa unui agent oxidant
    4P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3
  • compuși ai fosforului (V) - cu un exces de: oxigen (aer)
    4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
• cu halogeni și sulf, fosforul formează halogenuri și sulfuri de fosfor 3- sau 5-valent, în funcție de raportul de reactivi, care sunt luați în deficiență sau în exces:
  • 2P + 3Cl 2 (săptămână) \u003d 2PCl 3 - clorură de fosfor (III)
  • 2P + 3S (săptămâni) \u003d P 2 S 3 - sulfură de fosfor (III)
  • 2P + 5Cl2 (ex.) \u003d 2PCl 5 - clorură de fosfor (V)
  • 2P + 5S (ex.) \u003d P 2 S 5 - sulfură de fosfor (V)
• cu acid sulfuric concentrat:
  2P + 5H 2 SO 4 \u003d 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
• cu acid azotic concentrat:
  P + 5HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
• cu acid azotic diluat:
  3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO

Fosforul acționează atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător în reacții disproporționare cu soluții apoase de alcaline la încălzire, formând (cu excepția fosfinei) hipofosfiți (săruri ale acidului hipofosforic), în care prezintă o stare de oxidare necaracteristică +1:
4P 0 + 3KOH + 3H 2 O \u003d P -3 H 3 + 3KH 2 P +1 O 2

REȚINEREA: cu alți acizi, cu excepția reacțiilor de mai sus, fosforul nu reacționează.

Obținerea și utilizarea fosforului

Industrial, fosforul este produs prin reducerea sa cu cocs din fosforiti (fluorapatati), care includ fosfat de calciu, prin calcinare in cuptoare electrice la o temperatura de 1600 ° C cu adaos de nisip cuarcios:
Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

În prima etapă a reacției, sub influența temperaturii înalte, oxidul de siliciu (IV) înlocuiește oxidul de fosfor (V) din fosfat:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Apoi oxidul de fosfor (V) este redus de cărbune la fosfor liber:
P 2 O 5 + 5C \u003d 2P + 5CO.

Utilizarea fosforului:

• pesticide;
• chibrituri;
• detergenti;
• vopsele;
• semiconductori.

Fosforul (P) este un element al grupului VA, care este compus și din azot, antimoniu, arsenic, bismut. Numele, care provine din cuvintele grecești, înseamnă „purtător de lumină” în traducere.

În natură, fosforul apare numai sub formă legată. Principalele minerale care contin fosfor: apatite - clorapatita 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 sau fluorapatita 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 si fosforit 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Conținutul din scoarța terestră este de aproximativ 0,12% în masă.

Fosforul este un element vital. Este greu de supraestimat rolul său biologic, deoarece face parte din compuși atât de importanți precum proteinele și adenozin trifosfat (ATP), se găsește în țesuturile animale (de exemplu, compușii fosforici sunt responsabili de contracțiile în țesutul muscular, iar fosfatul de calciu conținut în oasele asigură rezistența scheletului), îl conține și se găsește în țesuturile plantelor.

Istoria descoperirilor

Fosforul a fost descoperit în chimie în a doua jumătate a secolului al XVII-lea. Purtătorul miraculos al luminii (lat. phosphorus mirabilis), așa cum se numea substanța, a fost obținut din urina umană, a cărei fierbere a dus la producerea unei substanțe asemănătoare cerii care strălucește în întuneric dintr-o substanță lichidă.

Caracteristicile generale ale elementului

Configurația electronică generală a nivelului de valență al atomilor elementelor grupului VA ns 2 np 3 . În conformitate cu structura nivelului extern, elementele acestui grup sunt incluse în compuși în stări de oxidare +3 sau +5 (starea de oxidare principală, mai ales stabilă a fosforului), cu toate acestea, fosforul poate avea și alte stări de oxidare, de exemplu, negativ -3 sau +1.

Configurația electronică a atomului de fosfor este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Raza atomică 0,130 nm, electronegativitate 2,1, masă atomică relativă (molară) 31.

Proprietăți fizice

Fosforul sub formă de substanță simplă există sub formă de modificări alotropice. Cele mai stabile modificări alotrope ale fosforului sunt așa-numitele fosfor alb, negru și roșu.

• Alb (formula poate fi scrisă ca P4)

Rețeaua cristalină moleculară a unei substanțe este formată din molecule tetraedrice cu patru atomice. Legătura chimică din moleculele de fosfor alb este covalentă nepolară.

Principalele proprietăți ale acestei substanțe extrem de active:

P alb este cea mai puternică otravă mortală.

• Galben

Galbenul este fosfor alb nerafinat. Este o substanță otrăvitoare și inflamabilă.

• Roșu (Pn)

Substanța care este un numar mare de Atomii P, care sunt legați într-un lanț cu structură complexă, este așa-numitul polimer anorganic.

Proprietățile fosforului roșu diferă puternic de proprietățile P alb: nu are proprietatea de chemiluminiscență, poate fi dizolvat doar în unele metale topite.

În aer, până la o temperatură de 240-250 ° C, nu se aprinde, dar este capabil să se autoaprinde la frecare sau impact. În apă, benzen, disulfură de carbon și alte substanțe, această substanță este insolubilă, dar solubilă în tribromură de fosfor, oxidată în aer. Nu otrăvitoare. În prezența umidității aerului, acesta se oxidează treptat, formând un oxid.

De asemenea, ca și albul, se transformă în P negru când este încălzit la 200°C și sub presiune foarte mare.

• Negru (Pn)

Substanța este, de asemenea, un polimer anorganic având o rețea cristalină atomică stratificată și este cea mai stabilă modificare.

Black P este o substanță care seamănă cu grafitul. Complet insolubil în apă și solvenți organici. Poate fi aprins doar prin încălzire până la 400°C într-o atmosferă de oxigen pur. P negru conduce electricitatea.

Tabelul proprietăților fizice

Proprietăți chimice

Fosforul, fiind un nemetal tipic, reacționează cu oxigenul, halogenii, sulful, metalele și este oxidat cu acid azotic. În reacții, poate acționa atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător.

• combustie

Interacțiunea cu oxigenul P alb duce la formarea oxizilor P2O3 (oxid de fosfor 3) și P2O5 (oxid de fosfor 5), primii formându-se cu lipsă de oxigen, iar cei din urmă cu exces:

4P + 3O2 = 2P2O3

4P + 5O2 = 2P2O5

• interacțiunea cu metalele

Interacțiunea cu metalele duce la formarea fosfurilor, în care P se află în starea de oxidare -3, adică în acest caz acționează ca un agent de oxidare.

cu magneziu: 3Mg + 2P = Mg3P2

cu sodiu: 3Na + P = Na3P

cu calciu: 3Ca + 2P = Ca3P2

cu zinc: 3Zn + 2P = Zn3P2

• interacțiunea cu nemetale

Cu mai multe nemetale electronegative, P interacționează ca agent reducător, donând electroni și transformându-se în stări pozitive de oxidare.

Când interacționează cu clorul, se formează cloruri:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 - cu lipsă de Cl2

2P + 5Cl2 = 2PCl5 - cu un exces de Cl2

Cu toate acestea, cu iod, se poate forma o singură iodură:

2P + 3I2 = 2PI3

Cu alți halogeni, este posibilă formarea de compuși de P 3- și 5-valent, în funcție de raportul dintre reactivi. Când reacționează cu sulf sau fluor, se formează și două serii de sulfuri și fluoruri:

• interacțiunea cu acizii

3P + 5HNO3(dil.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(conc.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(conc.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

P nu interacționează cu alți acizi.

• interacțiunea cu hidroxizi

Fosforul alb este capabil să reacționeze când este încălzit cu soluții apoase de alcalii:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

Ca urmare a interacțiunii, se formează un compus de hidrogen volatil - fosfină (PH3), în care starea de oxidare a fosforului \u003d -3 și a sărurilor de acid hipofosforic (H3PO2) sunt hipofosfiți, în care P se află într-o stare de oxidare necaracteristică de +1.

Compuși ai fosforului

Luați în considerare caracteristicile compușilor de fosfor:

Cum se obține

În industrie, P este obținut din ortofosfați naturali la o temperatură de 800–1000 ° C fără acces la aer folosind cocs și nisip:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Vaporii rezultați se condensează la răcire la R alb.

În laborator pentru a obține R de puritate deosebită, se folosesc fosfină și triclorura de fosfor:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Domenii de utilizare

P este utilizat în principal pentru producerea acidului fosforic, care este utilizat în sinteza organică, în medicină, precum și pentru producerea detergenților; îngrășămintele se obțin din sărurile sale.

h2po3 - nu există o astfel de conexiune

O postare cu subiectul „Aplicații pentru fosfor” vă va spune pe scurt în ce zone este folosit fosforul și de ce.

Aplicații ale fosforului

Fosfor este un element chimic, care în sistemul periodic al lui Mendeleev este situat în grupa V. Formula sa chimică este R. Numele elementului provine din cuvântul grecesc „fosforos” și înseamnă „purtător de lumină”. Există destul de mult în scoarța terestră - 0,08-0,09% din masa totală a scoarței terestre. Există, de asemenea, fosfor în apa de mare. Elementul are o activitate chimică ridicată, așa că nu îl veți găsi în stare liberă. Este capabil să formeze 190 de minerale. Se mai numește și elementul vieții, deoarece se găsește în țesuturile animale, plante verzi, proteine ​​și așa mai departe.

Utilizarea fosforului în medicină

Astăzi, din fosfor se obține o clasă de potențiali agenți terapeutici care tratează bolile țesuturilor moi și oaselor, însoțite de o încălcare a metabolismului calciului - biofosfonați.

Fiecare element are propriul spectru de activitate. Sunt rezistenți la hidroliză enzimatică, au afinitate pentru ionii metalici și formează agregate și complecși chelați insolubili și solubili.

Cel mai comun și utilizat este etidronatul. Este eficient pentru încălcări ale metabolismului calciului în organism. Este utilizat pentru miozita osificantă progresivă, boala Paget, osteoporoză, osificare heterogenă și osteoliză tumorală.

Utilizarea fosforului în industrie

Acidul ortofosforic este utilizat pe scară largă. Este folosit pentru producerea de îngrășăminte combinate și fosfatice, care măresc randamentul culturilor, conferă plantelor rezistență la condiții climatice nefavorabile și rezistență la iarnă. În plus, îngrășămintele au un efect excelent asupra solului, contribuie la structurare, modifică solubilitatea substanțelor conținute în sol, dezvoltarea bacteriilor din sol și suprimarea formării de substanțe organice nocive.

Acidul fosforic este folosit și în industria alimentară. Este plăcut la gust și în formă diluată se adaugă în marmeladă, limonadă, siropuri pentru a îmbunătăți gustul. Sărurile acidului fosforic au proprietăți similare. De exemplu, hidrogenofosfatul de calciu este o componentă a prafului de copt care îmbunătățește gustul pâinii și chiflelor.

Pe baza de acid fosforic, se produc plăci incombustibile din fosfo-lemn, vopsele ignifuge și spumă incombustibilă cu fosfat. Sărurile acidului fosforic protejează împotriva radiațiilor, înmoaie apa, elimină depunerile din cazan și fac parte din detergenți.

Compușii organofosforici (plastifianți, extractanți, lubrifianți, absorbanți) sunt utilizați în unitățile frigorifice și ca aditiv la praful de pușcă. Fosfații de alchil acționează ca agenți tensioactivi, antigel, îngrășăminte speciale, anticoagulante latex.

Chibriturile sunt făcute din fosfor roșu. Împreună cu lipici și sticlă zdrobită, se aplică pe partea laterală a cutiei de chibrituri. Fosfura de zinc (Zn 3 P 2) este utilizată pentru combaterea rozătoarelor. Fosforul alb este folosit pentru a produce bombe incendiare, obuze care produc fum, dame, grenade și ecrane de fum.

Utilizarea fosforului în viața de zi cu zi

În viața de zi cu zi, suntem și înconjurați de lucruri făcute din fosfor. De exemplu, vase, figurine, vaze și altele asemenea. În plus, este un element important care face parte din acizii nucleici, proteine ​​și țesutul osos. Fosforul este un element esențial pentru activitatea musculară și mentală. Are un efect benefic asupra rinichilor și inimii. Se găsește în pâine, pește, carne, mazăre, fasole, orz perlat, ovăz și orz, varză, nuci, pătrunjel, morcovi, spanac și usturoi.

Sperăm că raportul pe tema „Utilizarea fosforului” v-a ajutat să vă pregătiți pentru lecție. Și puteți adăuga o poveste despre utilizarea fosforului prin formularul de comentarii de mai jos.