Acasă Sfat

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

02.01.2020

DEFINIȚIE

Fosfor- al cincisprezecelea element al tabelului periodic. Denumirea - 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 oxidării sale ușoare, fosforul nu apare în stare liberă 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.

Masa atomică și moleculară a fosforului

DEFINIȚIE

Masa moleculară relativă a substanței (Mr) 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.

Masele atomice și moleculare ale fosforului sunt aceleași; 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/cm3. În forma sa pură, fosforul alb este complet incolor și transparent (Fig. 1). Este fragil la frig, 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 cu încălzire scăzută, pentru care pur și simplu frecare este suficientă, fosforul se aprinde și arde. Are o rețea cristalină moleculară, la nodurile căreia se află molecule P4 tetraedrice. Otravă puternică.

Orez. 1. Modificări alotropice ale fosforului. Aspect.

Dacă fosforul alb este încălzit la o temperatură de 250-300 o C, acesta se transformă 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 lent în aer, nu strălucește în întuneric, se aprinde doar la 260 o C și este netoxic.

Când este încălzit puternic, fosforul roșu se evaporă (se sublimează) fără să se topească. Când vaporii sunt răciți, se obține fosfor alb.

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

Izotopi ai fosforului

Se știe că în natură fosforul se găsește sub forma singurului izotop 31 P (23,99%). Numărul de masă este 31. Nucleul unui atom al izotopului de fosfor 31P 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

Nivelul de energie exterior al atomului de fosfor are cinci electroni, care sunt electroni 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+;

P 0 -3e → P 3+ ;

P 0 -1e → P 1+ ;

P 0 +3e → P 3- .

Moleculă și atom de fosfor

Molecula de fosfor este monoatomică - P. Iată câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de fosfor:

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Exercițiu Fosfina poate fi preparată prin acțiunea acidului clorhidric asupra fosfurei de calciu. Calculați volumul de fosfină (nr.) 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 pentru reacția de producere a fosfinei din fosfură de calciu:

Ca3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3CaCI2.

Să calculăm cantitatea de substanță fosfură de calciu (masă molară - 182 g/mol):

n(PH 3) = m(PH 3) / M(PH 3);

n(PH3) = 9,1/182 = 0,05 mol.

Conform ecuației reacției n(PH 3) : n(Ca 3 P 2) = 2:1, înseamnă:

n(PH 3) = 2 × n(Ca 3 P 2);

n(PH 3) = 2 × 0,05 = 0,1 mol.

Apoi, volumul de fosfină eliberată va fi egal cu:

V(PH 3) = n (PH 3) × V m;

V(PH 3) = 0,1 × 22,4 = 2,24 l.

Luând în considerare randamentul produsului de reacție, volumul de fosfină este:

V(PH 3) = V(PH 3) × η/100%;

V(PH 3) = 2,24 × 90/100% = 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), prin calcinarea reziduului uscat de la evaporarea urinei cu nisip și distilarea ulterioară fără acces la aer, a obținut o substanță care strălucește în întunecat, numit mai întâi „foc rece”, iar mai târziu Fosfor din greacă. fosfor - luminos. 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 obținere a Fosforului: un amestec de clorură de plumb și urină a fost evaporat la sec și încălzit până când a încetat eliberarea de produse volatile; reziduul a fost amestecat cu cărbune pulbere și distilat 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 2-a jumătate a secolului al XIX-lea a luat naștere producția industrială de Fosfor din fosforiți în cuptoare de retortă; au fost înlocuite cu cuptoare electrice la începutul secolului al XX-lea.

Distribuția fosforului în natură. Conținutul mediu de fosfor din scoarța terestră (clarke) este de 9,3·10 -2% din masă; în roci medii 1,6·10 -1, în roci bazice 1,4·10 -1, mai puţin în granite şi alte roci magmatice acide - 7·10 -2 şi chiar mai puţin în roci ultrabazice (manta) - 1,7 ·10 2%; în roci sedimentare de la 1,7·10 -2 (gresii) la 4,10 -2% (roci carbonatice). Fosforul participă la procesele magmatice și migrează puternic în biosferă. Ambele procese sunt asociate cu marile sale acumulări, formând 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 este ușor precipitat din ape sub formă de minerale insolubile sau 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, dintre care principalele sunt alb, roșu și negru.

Fosforul alb este o substanță ceroasă, transparentă, cu miros caracteristic, formată prin condensarea 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. Modificarea α este cristale ale sistemului cubic (a = 18,5 Å); densitate 1,828 g/cm3, t pl 44,1 °C, t fierbere 280,5 °C, căldură de fuziune 2,5 kJ/mol P4 (0,6 kcal/mol P4), căldură de evaporare 58,6 kJ/mol P4 (14,0 kcal/ mol P4), presiunea vaporilor la 25 °C 5,7 n/m2 (0,043 mm Hg). Coeficientul de dilatare liniară în domeniul de temperatură de la 0 la 44 °C este de 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: banda interzisă este de aproximativ 2,1 eV, rezistivitatea electrică este de 1,54·10 11 ohm·cm, diamagnetică, susceptibilitatea magnetică specifică este -0,86·10 -6. Duritate Brinell 6 Mn/m2 (0,6 kgf/mm2). Forma α a fosforului alb se dizolvă bine în disulfură de carbon, mai puțin bine în amoniac lichid, benzen, tetraclorură de carbon etc. La -76,9 °C și o presiune de 0,1 MN/m2 (1 kgf/cm2), forma α se transformă în forma β la temperatură joasă (densitate 1,88 g/cm3). Cu o creștere a presiunii la 1200 Mn/m2 (12000 kgf/cm2), tranziția are loc la 64,5 °C. β-Forma - cristale cu birefringenta. Fosforul alb este otrăvitor: se aprinde spontan în aer la o temperatură de aproximativ 40 °C, deci trebuie păstrat sub apă (solubilitate în apă la 25 °C 3,3·10 -4%). Prin încălzirea Fosforului alb fără acces la aer la 250-300 °C timp de câteva ore, se obține Fosfor roșu. Tranziția este exotermă, accelerată de razele ultraviolete, precum și de impurități (iod, sodiu, seleniu). Fosforul roșu comercial obișnuit este aproape complet amorf; are o culoare care variază de la maro închis până la violet. Cu încălzire prelungită, se poate transforma ireversibil într-una dintre formele cristaline (triclinică, cubică și altele) cu proprietăți diferite: densitate de la 2,0 până la 2,4 g/cm 3, punct de topire de la 585 până la 610 °C la o presiune de câteva zeci de atmosfere, 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, dar 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 rosu se transforma in vapori, la racire care produce in 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 sunt cristale cu o structură ortorombica (a = 3,31 Å, b = 4,38 Å, c = 10,50 Å), rețeaua este construită din straturi fibroase cu aranjament piramidal de atomi caracteristic Fosforului, densitate 2,69 g/cm3, t pl aproximativ 1000 °C sub o presiune de 1,8 103 MN/m2 (18103 kgf/cm2). De aspect Fosforul negru este similar cu grafitul; semiconductor: band gap 0,33 eV la 25 °C; are o rezistivitate electrică specifică de 1,5 ohm cm, un coeficient de temperatură al rezistenței electrice de 0,0077, 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 slab activ și greu de aprins atunci când este aprins, astfel încât poate fi procesat 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 molecule de polimer în condiții normale sunt cele care conțin lanțuri lungi de tetraedre P4 interconectate. În lichid, solid (fosfor alb) și vapori sub 800 °C, fosforul este format din molecule P4. La temperaturi peste 800 °C, moleculele P4 se disociază în P2, care, la rândul său, se dezintegrează 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 de fosfor este 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 precum fosfuri de Na 3 P și 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 la formarea legăturilor donor-acceptor.

Fosforul este activ din punct de vedere chimic, Fosforul alb are cea mai mare activitate; rosu si negru Fosforul este mult mai pasiv in reactiile chimice. Oxidarea fosforului alb are loc printr-un mecanism de reacție în lanț. Oxidarea fosforului este de obicei însoțită de chemiluminiscență. Când fosforul arde în exces de oxigen, se formează oxid (V) P 4 O 10 (sau P 2 O 5) când există o deficiență, se formează 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 prin 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) şi poli-(H n+2 P n O 3n+1). În plus, Fosforul formează acid fosforic H 3 PO 3, acid fosforic H 4 R 2 O 6 și acid hipofosforic H 3 PO 2, precum și peracizi: acid perfosforic H 4 R 2 O 8 și acid monoperfosforic H 3 PO 5. Sărurile acizilor fosforici (fosfați) sunt utilizate pe scară largă și, într-o măsură mai mică, fosfiții și hipofosfiții.

Fosforul se combină direct cu toți halogenii, eliberând o cantitate mare de căldură și formând trihalogenuri (PX 3, unde X este un halogen), pentahalogenuri (PX 5) și oxihalogenuri (de exemplu, POX 3). Când fosforul și sulful se topesc sub 100 °C, se formează soluții solide pe bază de fosfor și sulf, iar peste 100 °C are loc o reacție exotermă, formarea de sulfuri cristaline P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10, din care numai P 4 S 5, când este încălzit peste 200 ° C, se descompune în P 4 S 3 și P 4 S 7, iar restul se topește fără descompunere. Sunt cunoscute următoarele 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, în comparație cu azotul, este mai puțin capabil să formeze compuși cu hidrogenul. Fosfina hidrogen fosfor PH 3 şi difosfina R 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 reacţia pentahalogenurilor cu amoniac în diferite condiţii; amidoimidofosfați - compuși, de obicei polimerici, care conțin, împreună cu Conexiuni R-O-R Conexiuni P-NH-P.

La temperaturi de peste 2000°C, fosforul reacționează cu carbonul pentru a forma carbură PC 3, o substanță care este insolubilă în solvenți obișnuiți și nu reacționează nici cu acizii, nici cu alcalii. Când este încălzit cu metale, fosforul formează fosfuri.

Fosforul formează numeroși compuși organofosforici.

Obținerea fosforului. Producerea fosforului 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):

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + nSiO 2 = P 4 + 10CO + 6CaO nSiO 2

Minereul pre-zdrobit și îmbogățit care conține fosfor este amestecat în proporții specificate cu silice și cocs și încărcat într-un cuptor electric. Silicea este necesară pentru a reduce temperatura reacției, precum și pentru a crește viteza acesteia prin legarea oxidului de calciu eliberat în timpul procesului de reducere în silicat de calciu, care este îndepărtat continuu sub formă de zgură topită. În zgură trec și 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 fosfuri de mangan și alte metale dizolvate în acesta, sunt îndepărtate din cuptorul electric pe măsură ce se acumulează pentru utilizare ulterioară în producția de oțeluri speciale.

Vaporii de fosfor părăsesc cuptorul electric împreună cu produse secundare gazoase și impurități volatile (CO, SiF 4, pH 3, vapori de apă, produse de piroliză ai impurităților de încărcare organică și altele) la o temperatură de 250-350 ° C. După curățarea de praf, gazele care conțin fosfor sunt trimise la unitățile 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 în îngrășămintele fosforice rezultate și sărurile tehnice (fosfați).

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 agent dezoxidant. Introducerea de până la 1% fosfor crește rezistența la căldură a aliajelor precum fechral și cromal. Fosforul este inclus în unele bronzuri, deoarece le crește fluiditatea și rezistența la abraziune. Fosfurile metalelor, precum și unele nemetale (B, Si, As etc.) sunt utilizate în producția și dopajul materialelor semiconductoare. Fosforul este parțial 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.

Măsuri de siguranță. 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 caracteristicilor structuri 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 principalele depozite universale de informații genetice și purtători de energie în toate sistemele vii. Un alt rol important al compușilor de fosfor în organism este 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. Ficatul joacă rolul principal în transformarea compușilor fosforului în corpul animalelor și al oamenilor. Metabolismul compușilor 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, animale marine - 400-1800, animale terestre - 1700-4400, bacterii - aproximativ 3000; Corpul uman conține o cantitate deosebit de mare de fosfor. țesut osos(puțin mai mult de 5000), în țesutul cerebral (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, cele mai bogate în Fosfor sunt brânza, carnea, ouăle, leguminoasele (mazăre, fasole și altele). 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. Fosforul este extras din sol de către plante sub formă de fosfați solubili. Animalele primesc de obicei suficient fosfor din dieta lor. 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 în dezvoltarea medicamentelor terapeutice, în agriculturăîn producția de îngrășăminte fosfatice, precum și în crearea de insecticide eficiente. Mulți compuși ai fosforului sunt extrem de toxici și unii dintre compușii organofosforici pot fi clasificați ca agenți de război chimic (sarin, soman). Izotopul radioactiv Fosfor 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 se observă în timpul sublimării lor termoelectrice, lucrând cu fosfor alb, producerea și utilizarea compușilor fosforului. Compușii organofosforici care au efect anticolinesterază sunt foarte toxici. Fosforul intră în organism prin sistemul respirator, tractul gastrointestinal și piele. Intoxicația acută se manifestă printr-o senzație de arsură în gură și stomac, dureri de cap, slăbiciune, greață și vărsături. După 2-3 zile, durerea apare în regiunea epigastrică, hipocondrul drept și icter. Intoxicația cronică se caracterizează prin inflamarea membranelor mucoase ale tractului respirator superior, semne de hepatită toxică, tulburări ale metabolismului calciului (dezvoltarea osteoporozei, fragilitate, uneori necroză a țesutului osos, mai des la nivelul maxilarului inferior), afectarea sistemului cardiovascular și sistemele nervoase. Primul ajutor pentru intoxicațiile acute pe cale orală (cel mai frecvent) este spălarea gastrică, 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 atomică = 128 pm;
  • Raza covalentă = 106 pm;
  • Distribuția electronilor - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
  • temperatura de topire = 44,14°C;
  • punct de fierbere = 280°C;
  • Electronegativitatea (după Pauling/după Alpred și Rochow) = 2,19/2,06;
  • Stare de oxidare: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
  • Densitatea (nr.) = 1,82 g/cm3 (fosfor alb);
  • Volumul molar = 17,0 cm3/mol.

Compuși ai fosforului:

Fosforul (aducătorul luminii) a fost obținut pentru prima dată de alchimistul arab Ahad Behil în secolul al XII-lea. Dintre oamenii de știință europeni, primul care a descoperit fosforul a fost germanul Hennig Brant în 1669, în timp ce efectua experimente 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 octombrie 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 greutate - 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 din compuși biologici precum fosfolipidele și este prezent și în proteine ​​și 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 a nivelului de valență exterior similar 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 mai mare și o energie de ionizare mai mică.

Când reacționează 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 P2O5 (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) a atomului de fosfor la nivelul energetic exterior există doi electroni perechi în subnivelul s + 3 electroni nepereche în orbitalii p (orbitalul d este liber). În starea excitată, un electron se deplasează de la subnivelul s la orbitalul d, ceea ce extinde capacitățile de valență ale atomului de fosfor.


Orez. Tranziția atomului de fosfor la o stare excitată.

P2

Doi atomi de fosfor se combină pentru a forma o moleculă P2 la o temperatură de aproximativ 1000°C.

La temperaturi mai scăzute, fosforul există în moleculele tetraatomice P4, precum și în moleculele polimerice P∞ mai stabile.

Modificări alotropice ale fosforului:

  • Fosfor alb- extrem de otrăvitoare (doză letală fosfor alb pentru un adult este de 0,05-0,15 g) o substanță ceroasă cu miros de usturoi, incoloră, luminiscentă în întuneric (procesul de oxidare lentă în P 4 O 6); reactivitatea ridicată a fosforului alb se explică prin slab Conexiuni R-R(fosforul alb are o rețea cristalină moleculară cu formula P 4, în nodurile căreia 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, se transformă în mai mult modificări stabile ale polimerului: fosfor roșu și negru. Din aceste motive, fosforul alb este depozitat fără acces la 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 otrăvitor. Deoarece în aer liber fosforul roșu, absorbind umiditatea, se oxidează treptat pentru a forma un oxid higroscopic („umed”) și formează acid fosforic vâscos, prin urmare, fosforul roșu este depozitat într-un recipient închis ermetic. În cazul înmuiării, fosforul roșu este curățat de reziduurile de acid fosforic prin spălare cu apă, apoi se usucă și se folosește în scopul propus.
  • Fosfor negru- o substanță asemănătoare grafitului gras la atingere de culoare gri-negru, cu proprietăți semiconductoare - cea mai stabilă modificare a fosforului cu reactivitate medie.
  • Fosfor metalic obtinut din fosfor negru la presiune ridicata. Fosforul metalic conduce foarte bine electricitatea.

Proprietățile chimice ale fosforului

Dintre toate modificările alotropice ale fosforului, cel mai activ este fosforul alb (P 4). Adesea în ecuația reacțiilor chimice scriem pur și simplu P, nu P4. 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 își manifestă proprietățile în reacțiile cu metalele care apar atunci când este încălzit pentru a forma fosfuri:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Fosforul este agent de reducereîn reacții:

  • cu mai multe nemetale electronegative (oxigen, sulf, halogeni):
    • Compușii cu fosfor (III) se formează atunci când există o lipsă de agent oxidant
      4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
    • compuși ai fosforului (V) - cu exces: oxigen (aer)
      4P + 5O 2 = 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) = 2PCl 3 - clorură de fosfor (III)
    • 2P+3S(săptămână) = P 2 S 3 - sulfură de fosfor (III)
    • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - clorură de fosfor (V)
    • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - sulfură de fosfor (V)
  • cu acid sulfuric concentrat:
    2P+5H2SO4 = 2H3PO4+5SO2+2H2O
  • cu acid azotic concentrat:
    P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
  • cu acid azotic diluat:
    3P+5HNO3+2H20 = 3H3PO4 +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 de +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

TREBUIE SĂ ȚINEȚI minte: fosforul nu reacționează cu alți acizi, cu excepția reacțiilor indicate mai sus.

Producerea și utilizarea fosforului

Fosforul se produce industrial prin reducerea lui cu cocs din fosforiti (fluorapatati), care includ fosfat de calciu, prin calcinarea lor in cuptoare electrice la temperatura de 1600°C cu adaos de nisip cuarcios:
Ca3(P04)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

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

Oxidul de fosfor (V) este apoi redus de cărbune la fosfor liber:
P2O5 +5C = 2P+5CO.

Aplicarea fosforului:

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

Fosforul (P) este un element al grupului VA, care include și azot, antimoniu, arsen și bismut. Numele, derivat din cuvinte grecești, înseamnă „aducător de lumină”.

În natură, fosforul apare numai sub formă legată. Principalele minerale care contin fosfor sunt: ​​apatitele - 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 vital element important. Rolul său biologic este greu de supraestimat, deoarece face parte din compuși atât de importanți precum proteinele și adenozin trifosfatul (ATP), care se găsesc în țesuturile animale (de exemplu, compușii cu fosfor sunt responsabili de contracțiile țesutului muscular, iar fosfatul de calciu conținut în oase asigură rezistența scheletică), îl conține se găsește și în țesuturile plantelor.

Istoria descoperirii

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, care, atunci când a fiert, a dus la producerea unei substanțe cerate 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 intră 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, negative. -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 tetraatomice. 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 se numește fosfor alb nerafinat. Aceasta este o substanță toxică și inflamabilă.

  • Roșu (Pn)

O substanță care este un numar mare de Atomii P, care sunt legați într-un lanț cu structură complexă, este un așa-numit 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. Această substanță este insolubilă în apă, benzen, disulfură de carbon și alte substanțe, dar este solubilă în tribromură de fosfor și se oxidează în aer. Nu otrăvitoare. În prezența umidității aerului, se oxidează treptat, formând un oxid.

La fel ca 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 care are 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 incendiat doar încălzindu-l 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 de acidul 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), iar primul se formează cu lipsă de oxigen, iar al doilea cu exces:

4P + 3O2 = 2P2O3

4P + 5O2 = 2P2O5

  • interacțiunea cu metalele

Interacțiunea cu metalele duce la formarea de fosfuri 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 intrând în stări pozitive de oxidare.

Când interacționează cu clorul, se formează cloruri:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 - cu lipsă de Cl2

2P + 5Cl2 = 2PCl5 - cu 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 P 3- și 5-valenti, 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 încălzită cu soluții apoase de alcalii:

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

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

Ca rezultat al interacțiunii, se formează un compus volatil de hidrogen - fosfină (PH3), în care starea de oxidare a fosforului = -3 și sărurile acidului hipofosforic (H3PO2) - hipofosfiți, în care P se află în starea de oxidare necaracteristică. +1.

Compuși ai fosforului

Să luăm în considerare caracteristicile compușilor fosforului:

Metoda de obținere

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 în R alb.

În laborator pentru a obține P Fosfina și clorura de fosfor sunt utilizate cu o puritate specială:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Domenii de utilizare

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

h2po3 - nu există o astfel de conexiune

Mesajul despre subiectul „Utilizarea fosforului” vă va spune pe scurt în ce zone este utilizat fosforul și de ce.

Aplicații ale fosforului

Fosfor este element chimic, care se află în grupa V din tabelul periodic al lui Mendeleev. Formula sa chimică este R. Numele elementului provine din cuvântul grecesc „fosforos” și înseamnă „luminifer”. 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 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 obțin o clasă de potențiali agenți terapeutici care tratează bolile țesuturilor moi și oaselor însoțite de tulburări ale 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 tulburările metabolismului calciului în organism. Este utilizat pentru miozita osificantă progresivă, boala Paget, osteoporoză, osificare heterogenă și osteoliză tumorală.

Aplicarea fosforului în industrie

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

Acidul fosforic este folosit și în industria alimentară. Are gust bun și, atunci când este diluat, se adaugă la marmeladă, limonadă și siropuri pentru a îmbunătăți gustul. Sărurile acidului fosforic au proprietăți similare. De exemplu, hidrogenofosfatul de calciu este o componentă a prafului de copt și îmbunătățește gustul pâinii și al chiflelor.

Plăcile incombustibile din lemn fosforic, vopselele ignifuge și spuma necombustibilă fosfatică sunt produse pe bază de acid ortofosforic. Sărurile acidului fosforic protejează împotriva radiațiilor, înmoaie apa, îndepărtează depunerile din cazan și sunt incluse în 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 și anticoagulante din latex.

Chibriturile sunt făcute din fosfor roșu. Împreună cu lipici și sticlă zdrobită, se aplică pe părțile laterale ale 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 important pentru activitatea musculară și mentală. Are un efect benefic asupra rinichilor și inimii. Se găsește în pâine, pește, carne, mazăre, fasole, orz perlat, fulgi de 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. Puteți adăuga povestea dvs. despre utilizarea fosforului folosind formularul de comentarii de mai jos.