Domov Poraďte

Fosforová hmota. Oblasti použitia fosforu. Zlúčeniny s nekovmi

02.01.2020

DEFINÍCIA

Fosfor- pätnásty prvok periodickej tabuľky. Označenie - P z latinského "fosfor". Nachádza sa v tretej tretine, skupina VA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 15.

Fosfor je jedným z pomerne bežných prvkov; jeho obsah v zemskej kôre je asi 0,1 % (hm.). Pre ľahkú oxidovateľnosť fosforu vo voľnom stave sa v prírode nevyskytuje.

Z prírodných zlúčenín fosforu je najdôležitejší ortofosforečnan vápenatý Ca 3 (PO 4) 2, ktorý niekedy tvorí veľké ložiská vo forme minerálu fosforu. Často sa vyskytuje aj minerál apatit obsahujúci okrem Ca 3 (PO 4) 2 aj CaF 2 alebo CaCl 2.

Atómová a molekulová hmotnosť fosforu

DEFINÍCIA

Relatívna molekulová hmotnosť látky (M r) je číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka a relatívna atómová hmotnosť prvku (A r)- koľkokrát je priemerná hmotnosť atómov chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Hodnoty atómových a molekulových hmotností fosforu sa zhodujú; rovnajú sa 30,9737.

Alotropia a alotropné modifikácie fosforu

Fosfor tvorí niekoľko alotropných modifikácií.

Biely fosfor sa získava v pevnom stave rýchlym ochladením pár fosforu; jeho hustota je 1,83 g/cm3. Vo svojej čistej forme je biely fosfor úplne bezfarebný a priehľadný (obr. 1). V chlade je krehký, ale pri teplotách nad 15 o C zmäkne a dá sa ľahko krájať nožom.

Na vzduchu biely fosfor veľmi rýchlo oxiduje a v tme svieti. Už pri slabom ohreve, na ktorý stačí jednoduché trenie, sa fosfor vznieti a vyhorí. Má molekulárnu kryštálovú mriežku, v ktorej uzloch sa nachádzajú tetraedrické molekuly P 4 . Silný jed.

Ryža. 1. Alotropické modifikácie fosforu. Vzhľad.

Ak sa biely fosfor zahreje na teplotu 250-300 o C, prechádza do ďalšej modifikácie, ktorá má červenofialovú farbu a nazýva sa červený fosfor. Táto premena prebieha veľmi pomaly a pod vplyvom svetla.

Červený fosfor sa svojimi vlastnosťami veľmi líši od bieleho: na vzduchu pomaly oxiduje, v tme nesvieti, svieti až pri 260 o C a je netoxický.

Pri silnom zahriatí sa červený fosfor bez topenia vyparí (sublimuje). Keď sa para ochladí, získa sa biely fosfor.

Čierny fosfor vzniká z bieleho pri zahriatí na 200-220 o C pod veľ vysoký tlak. Vyzerá ako grafit, je mastný na dotyk a ťažší ako iné úpravy. Polovodič.

Izotopy fosforu

Je známe, že fosfor sa v prírode vyskytuje vo forme jediného izotopu 31P (23,99 %). Hmotnostné číslo je 31. Jadro atómu izotopu fosforu 31 P obsahuje pätnásť protónov a šestnásť neutrónov.

Existujú umelé izotopy fosforu s hmotnostnými číslami od 24 do 46, z ktorých najstabilnejší je 32 P s polčasom rozpadu 14 dní.

Ióny fosforu

Na vonkajšej energetickej úrovni atómu fosforu je päť elektrónov, ktoré sú valenčné:

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

V dôsledku chemickej interakcie môže fosfor stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:

P°-5e -> P5+;

P°-3e -> P3+;

P°-1e -> P1+;

P0+3e → P3-.

Molekula a atóm fosforu

Molekula fosforu je monatomická - R. Uveďme niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu fosforu:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Úloha Fosfín možno získať pôsobením kyseliny chlorovodíkovej na fosfid vápenatý. Vypočítajte objem fosfínu (N.O.), ktorý vznikne z 9,1 g fosfidu vápenatého. Hmotnostný podiel produktu je 90 %.
Riešenie Napíšme reakčnú rovnicu na získanie fosfínu z fosfidu vápenatého:

Ca3P2 + 6HCl \u003d 2PH3 + 3CaCl2.

Vypočítajte množstvo látky fosfid vápenatý (molárna hmotnosť - 182 g / mol):

n(PH3) = m(PH3)/M(PH3);

n (PH 3) \u003d 9,1 / 182 \u003d 0,05 mol.

Podľa reakčnej rovnice n(PH 3): n(Ca 3 P 2) = 2:1, potom:

n(PH3) = 2 x n(Ca3P2);

n (PH 3) \u003d 2 × 0,05 \u003d 0,1 mol.

Potom sa objem uvoľneného fosfínu bude rovnať:

V(PH3) = n(PH3) x Vm;

V (PH 3) \u003d 0,1 × 22,4 \u003d 2,24 litra.

Vzhľadom na výťažok reakčného produktu je objem fosfínu:

V(PH3) = V(PH3) x n/100 %;

V (PH 3) \u003d 2,24 × 90 / 100 % \u003d 2,016 l.
Odpoveď Objem fosfínu je 2,016 l

Podľa niektorých literárnych údajov bol spôsob získavania fosforu známy arabským alchymistom 12. storočia. Ale za všeobecne uznávaný dátum objavu fosforu sa považuje rok 1669, kedy X. Brand (Nemecko) pri kalcinácii suchého zvyšku z odparovania moču pieskom a následnej destilácii bez vzduchu získal látku žiariacu v tme, najprv nazývaný „studený oheň“ a neskôr z gréčtiny fosfor. fosforové - svietivé. Čoskoro sa spôsob získavania fosforu dostal do povedomia nemeckých chemikov - I. Kraft, I. Kunkel; v roku 1682 bola táto metóda publikovaná. V roku 1743 vyvinul A. S. Marggraf nasledujúcu metódu získavania fosforu: zmes chloridu olovnatého s močom sa odparila do sucha a zahrievala, kým neprestalo uvoľňovať prchavé produkty; zvyšok sa zmiešal s práškovým dreveným uhlím a podrobil sa destilácii v hlinenej retorte; Pary fosforu kondenzované v prijímači s vodou. Najjednoduchší spôsob získavania fosforu kalcináciou popola z kostí uhlím navrhol až v roku 1771 K. Scheele. Elementárnu povahu fosforu stanovil A. Lavoisier. V druhej polovici 19. storočia vznikla priemyselná výroba fosforu z fosforitov v retortových peciach; začiatkom 20. storočia ich nahradili elektrické pece.

Distribúcia fosforu v prírode. Priemerný obsah fosforu v zemskej kôre (clarke) je 9,3 10 -2 % hmotnosti; v stredných horninách 1,6 10 -1, v bázických horninách 1,4 10 -1, menej v granitoch a iných kyslých vyvrelinách - 7 10 -2 a ešte menej v ultrabázických horninách (plášť) - 1,7 10 2 %; v sedimentárnych horninách od 1,7 10 -2 (pieskovce) do 4 10 -2 % (karbonátové horniny). Fosfor sa zúčastňuje magmatických procesov a intenzívne migruje v biosfére. Oba procesy sú spojené s jeho veľkými akumuláciami, ktoré tvoria priemyselné ložiská apatitov a fosforitov. Fosfor je mimoriadne dôležitý biogénny prvok, je akumulovaný mnohými organizmami. Mnohé procesy koncentrácie fosforu v zemskej kôre sú spojené s biogénnou migráciou. Fosfor sa ľahko vyzráža z vôd vo forme nerozpustných minerálov alebo ho zachytáva živá hmota. Preto v morská voda len 7·10 -6% fosforu. Známych je asi 180 minerálov fosforu, najmä rôznych fosforečnanov, z ktorých najbežnejšie sú fosforečnany vápenaté.

Fyzikálne vlastnosti fosforu. Elementárny fosfor existuje vo forme niekoľkých alotropných modifikácií, z ktorých hlavné sú biela, červená a čierna.

Biely fosfor je voskovitá, priehľadná látka s charakteristickým zápachom, ktorá vzniká pri kondenzácii pár fosforu. Biely fosfor v prítomnosti nečistôt - stopy červeného fosforu, arzénu, železa atď. - je sfarbený do žlta, preto sa komerčný biely fosfor nazýva žltý. Existujú dve formy bieleho fosforu: α- a β-forma. a-modifikácia je kryštál kubickej sústavy (a = 18,5 Á); hustota 1,828 g / cm 3, t pl 44,1 ° C, t bal 280,5 ° C, teplo topenia 2,5 kJ / mol P 4 (0,6 kcal / mol P 4), teplo vyparovania 58,6 kJ / mol P 4 (14,0 kcal / mol P4), tlak pár pri 25 °C 5,7 n/m2 (0,043 mm Hg). Koeficient lineárnej rozťažnosti v teplotnom rozsahu od 0 do 44 °C je 12,4 10 -4, tepelná vodivosť je 0,56 W/(m K) pri 25 °C. Pokiaľ ide o elektrické vlastnosti, α-biely fosfor je blízky dielektrikám: zakázané pásmo je asi 2,1 eV, elektrický odpor je 1,54·10 11 ohm·cm, je diamagnetický a špecifická magnetická susceptibilita je -0,86·10 - 6. Tvrdosť podľa Brinella 6 MN / m 2 (0,6 kgf / mm 2). α-forma bieleho fosforu sa dobre rozpúšťa v sírouhlíku, horšie - v kvapalnom amoniaku, benzéne, tetrachlórmetáne atď. Pri teplote -76,9 ° C a tlaku 0,1 MN / m 2 (1 kgf / cm 2) do nízkej -teplotná β-forma (hustota 1,88 g/cm3). So zvýšením tlaku na 1200 MN / m2 (12000 kgf / cm2) dochádza k prechodu pri 64,5 ° C. β-Forma - kryštály s dvojitým lomom. Biely fosfor je jedovatý: na vzduchu sa samovoľne vznieti pri teplote asi 40 °C, preto ho treba skladovať pod vodou (rozpustnosť vo vode pri 25 °C je 3,3 10 -4 %). Zohrievaním bieleho fosforu bez prístupu vzduchu na 250-300 °C počas niekoľkých hodín sa získa červený fosfor. Prechod je exotermický, urýchľujú ho ultrafialové lúče, ako aj nečistoty (jód, sodík, selén). Bežný komerčný červený fosfor je takmer úplne amorfný; Je tmavohnedej až fialovej farby. Pri dlhšom zahrievaní sa môže nenávratne premeniť na jednu z kryštalických foriem (triklinická, kubická a iné) s rôznymi vlastnosťami: hustota od 2,0 do 2,4 g / cm 3, t pl od 585 do 610 ° C pri tlaku niekoľkých desiatok atmosfér, teplota sublimácie od 416 do 423 °C, elektrický odpor od 10 9 do 10 14 ohm cm. Červený fosfor sa na vzduchu až do teploty 240-250 °C samovoľne nevznieti, ale samovznieti sa trením alebo nárazom; nerozpustný vo vode, ako aj v benzéne, sírouhlíku a iných, rozpustný v bromide fosforitom. Pri teplote sublimácie sa červený fosfor mení na paru, pri ochladzovaní ktorej vzniká najmä biely fosfor.

Keď sa biely fosfor zahreje na 200-220 °C pod tlakom (1,2-1,7)·103 MN/m2 [(12-17)·103 kgf/cm2], vytvorí sa čierny fosfor. Táto transformácia sa môže uskutočniť bez tlaku, ale v prítomnosti ortuti a malého množstva čiernych kryštálov fosforu (zárodok) pri 370 °C počas 8 dní. Čierny fosfor je kosoštvorcová kryštálová štruktúra (a = 3,31 Å, b = 4,38 Å, c = 10,50 Å), mriežka je postavená z vláknitých vrstiev s pyramidálnym usporiadaním atómov charakteristických pre fosfor, hustota 2,69 g/cm 3, t pl asi 1000 °C pod tlakom 1,8103 MN/m2 (18103 kgf/cm2). Autor: vzhľadčierny fosfor je podobný grafitu; polovodič: zakázané pásmo 0,33 eV pri 25 °C; má špecifický elektrický odpor 1,5 ohm cm, teplotný koeficient elektrického odporu 0,0077, je diamagnetický a má špecifickú magnetickú susceptibilitu -0,27 10-6. Pri zahriatí na 560-580 °C sa pod tlakom vlastných pár mení na červený fosfor. Čierny fosfor je neaktívny, pri zapálení sa takmer nezapáli, takže ho možno bezpečne opracovať na vzduchu.

Atómový polomer Fosfor 1,34 Å, iónové polomery: P 5+ 0,35 Å, P 3+ 0,44 Å, P 3- 1,86 Å.

Atómy fosforu sa spájajú do dvojatómových (P 2), štvoratómových (P 4) a polymérnych molekúl. Najstabilnejšie za normálnych podmienok sú polymérne molekuly obsahujúce dlhé reťazce vzájomne prepojených tetraédov P 4. V kvapalnej, tuhej forme (biely fosfor) a v parách pod 800 °C sa fosfor skladá z molekúl P 4. Pri teplotách nad 800 °C sa molekuly P4 disociujú na P2, ktoré sa pri teplotách nad 2000 °C rozkladajú na atómy. Len biely fosfor pozostáva z molekúl P 4, všetky ostatné modifikácie sú polyméry.

Chemické vlastnosti fosforu. Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu Fosfor 3s 2 3p 3 ; v zlúčeninách sú najcharakteristickejšie oxidačné stavy +5, +3 a -3. Podobne ako dusík, aj fosfor v zlúčeninách je prevažne kovalentný. Existuje len veľmi málo iónových zlúčenín podobných fosfidom Na3P, Ca3P2. Na rozdiel od dusíka má fosfor voľné 3d orbitaly s pomerne nízkymi energiami, čo vedie k možnosti zvýšenia koordinačného čísla a vzniku väzieb donor-akceptor.

Fosfor je chemicky aktívny, najaktívnejší je biely fosfor; červený a čierny fosfor je pri chemických reakciách oveľa pasívnejší. K oxidácii bieleho fosforu dochádza mechanizmom reťazových reakcií. Oxidáciu fosforu zvyčajne sprevádza chemiluminiscencia. Pri spaľovaní fosforu v nadbytku kyslíka vzniká oxid (V) P 4 O 10 (alebo P 2 O 5), s nedostatkom - hlavne oxid (III) P 4 O 6 (alebo P 2 O 3). Existencia P 4 O 7, P 4 O 8, P 2 O 6, PO a iných oxidov fosforu v parách bola dokázaná spektroskopicky. Oxid fosforečný (V) sa získava v priemyselnom meradle spaľovanie elementárneho fosforu v prebytku suchého vzduchu. Následná hydratácia P 4 O 10 vedie k produkcii orto- (H 3 PO 4) a poly-(H n+2 P n O 3n+1) kyseliny fosforečnej. Okrem toho fosfor tvorí kyselinu fosforečnú H3PO3, kyselinu fosforečnú H4P206 a kyselinu fosfornú H3PO2, ako aj peroxokyseliny: perfosforečnú H4P208 a monoperfosforečnú H3PO5. Soli kyseliny fosforečnej (fosfáty) sú široko používané, v menšej miere - fosforitany a fosfornany.

Fosfor sa priamo spája so všetkými halogénmi, pričom sa uvoľňuje veľké množstvo tepla a vznikajú trihalogenidy (PX 3, kde X je halogén), pentahalidy (PX 5) a oxyhalogenidy (napríklad POX 3). Pri tavení fosforu so sírou pod 100 °C vznikajú tuhé roztoky na báze fosforu a síry a nad 100 °C exotermická reakcia tvorby kryštalických sulfidov P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10, z ktorého iba P 4 S 5 sa pri zahriatí nad 200 °C rozkladá na P 4 S 3 a P 4 S 7 a zvyšok sa topí bez rozkladu. Oxysulfidy fosforu sú známe: P203S2, P202S3, P404S3, P6010S5 a P404S3. Fosfor je menej schopný tvoriť zlúčeniny s vodíkom ako dusík. Fosfínovodík PH 3 a difosfín P 2 H 4 je možné získať len nepriamo. Zo zlúčenín Fosforu s dusíkom sú známe nitridy PN, P 2 N 3, P 3 N 5 - tuhé, chemicky stabilné látky získané prechodom dusíka s parami fosforu elektrickým oblúkom; polymérne fosfonitrilhalogenidy - (PNX 2)n (napríklad polyfosfonitrilchlorid), získané interakciou pentahalidov s amoniakom za rôznych podmienok; amidoimidofosfáty - zlúčeniny, spravidla polymérne, obsahujúce spolu s P-O-P väzby P-NH-P väzby.

Pri teplotách nad 2000°C fosfor reaguje s uhlíkom za vzniku karbidu RS 3, látky, ktorá sa nerozpúšťa v bežných rozpúšťadlách a neinteraguje ani s kyselinami, ani s alkáliami. Pri zahrievaní s kovmi vytvára fosfor fosfidy.

Fosfor tvorí množstvo organofosforových zlúčenín.

Získanie fosforu. Výroba elementárneho fosforu prebieha jeho elektrotermickou redukciou z prírodných fosfátov (apatitov alebo fosforitov) pri 1400-1600 °C s koksom v prítomnosti kremeňa (kremenného piesku):

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

Vopred rozdrvená a obohatená ruda obsahujúca fosfor sa zmieša vo vopred určených pomeroch s oxidom kremičitým a koksom a vloží sa do elektrickej pece. Oxid kremičitý je potrebný na zníženie reakčnej teploty, ako aj na zvýšenie jej rýchlosti viazaním oxidu vápenatého uvoľneného počas procesu redukcie na kremičitan vápenatý, ktorý sa kontinuálne odstraňuje vo forme roztavenej trosky. Do trosky prechádzajú aj silikáty a oxidy hliníka, horčíka, železa a iných nečistôt. aj ferofosfor (Fe 2 P, FeP, Fe 3 P), vznikajúci interakciou časti redukovaného železa s fosforom. Ferofosfor, ako aj malé množstvá mangánu a iných fosfidov kovov v ňom rozpustených, sa z elektrickej pece odstraňujú, keď sa hromadia na následné použitie pri výrobe špeciálnych ocelí.

Pary fosforu opúšťajú elektrickú pec spolu s plynnými vedľajšími produktmi a prchavými nečistotami (СО, SiF 4, РН 3, vodná para, produkty pyrolýzy vsádzky organických nečistôt a pod.) pri teplote 250-350 °C. Po očistení od prachu sa plyny s obsahom fosforu posielajú do kondenzačných jednotiek, v ktorých sa tekutý technický biely fosfor zachytáva pod vodou pri teplote nie nižšej ako 50 °C.

Aplikácia fosforu. Prevažná časť vyprodukovaného fosforu sa spracováva na kyselinu fosforečnú a fosfátové hnojivá a z nej získané technické soli (fosfáty).

Biely fosfor sa používa v zápalných a dymových projektiloch, bombách; červený fosfor - pri výrobe zápaliek. Fosfor sa používa pri výrobe zliatin neželezných kovov ako deoxidačné činidlo. Zavedenie až 1% fosforu zvyšuje tepelnú odolnosť takých zliatin, ako je fechral, ​​chróm. Fosfor je súčasťou niektorých bronzov, pretože zvyšuje ich tekutosť a odolnosť proti oderu. Fosfidy kovov, ale aj niektoré nekovy (B, Si, As atď.) sa používajú pri príprave a dopovaní polovodičových materiálov. Čiastočne sa fosfor využíva na výrobu chloridov a sulfidov, ktoré slúžia ako východiskové suroviny na výrobu zmäkčovadiel s obsahom fosforu (napríklad trikresylfosfát, tributylfosfát a iné), liečiv, organofosforových pesticídov a používajú sa aj ako prísady v mazivá a palivá.

Bezpečnostné inžinierstvo. Biely fosfor a jeho zlúčeniny sú vysoko toxické. Práca s fosforom vyžaduje starostlivé utesnenie zariadenia; Biely fosfor by sa mal skladovať pod vodou alebo v hermeticky uzavretej kovovej nádobe. Pri práci s fosforom je potrebné prísne dodržiavať bezpečnostné predpisy.

Fosfor v tele. Fosfor je jedným z najdôležitejších biogénnych prvkov nevyhnutných pre život všetkých organizmov. V živých bunkách je prítomný vo forme orto- a pyrofosforových kyselín a ich derivátov a je tiež súčasťou nukleotidov, nukleových kyselín, fosfoproteínov, fosfolipidov, fosforečných esterov sacharidov, mnohých koenzýmov a iných organických zlúčenín. Kvôli zvláštnostiam chemickej štruktúry sú atómy fosforu, podobne ako atómy síry, schopné vytvárať energeticky bohaté väzby vo vysokoenergetických zlúčeninách: kyseline adenozíntrifosforečnej (ATP), kreatínfosfáte a iných. V procese biologickej evolúcie sa práve zlúčeniny fosforu stali hlavnými univerzálnymi držiteľmi genetickej informácie a nosičmi energie vo všetkých živých systémoch. Ďalšou dôležitou úlohou zlúčenín fosforu v organizme je, že enzymatická adícia fosforylového zvyšku k rôznym organickým zlúčeninám (fosforylácia) slúži ako „priechod“ ich účasti na metabolizme a naopak odštiepenie fosforylového zvyšku (defosforylácia) vylučuje tieto zlúčeniny z aktívnej výmeny. Enzýmy metabolizmu fosforu - kinázy, fosforylázy a fosfatázy. Hlavnú úlohu pri premene zlúčenín fosforu u zvierat a ľudí zohráva pečeň. Metabolizmus fosforu je regulovaný hormónmi a vitamínom D.

Obsah fosforu (v mg na 100 g sušiny) v rastlinných tkanivách je 230-350, u morských živočíchov - 400-1800, u suchozemských zvierat - 1700-4400, v baktériách - asi 3000; Fosfor je v ľudskom tele obzvlášť bohatý kostného tkaniva(o niečo viac ako 5000), v mozgových tkanivách (asi 4000) a vo svaloch (220-270). Denná ľudská potreba fosforu je 1-1,2 g (u detí je vyššia ako u dospelých). Z potravinárskych výrobkov sú na fosfor najbohatšie syry, mäso, vajcia, zrná strukovín (hrach, fazuľa a iné). Rovnováha fosforu v tele závisí od Všeobecná podmienka metabolizmus. Porušenie metabolizmu fosforu vedie k hlbokým biochemickým zmenám, predovšetkým v energetickom metabolizme. Pri nedostatku fosforu v tele sa u zvierat a ľudí rozvinie osteoporóza a iné ochorenia kostí a u rastlín sa vyvinie hladovanie fosforom. Zdrojom fosforu v živej prírode sú jeho anorganické zlúčeniny obsiahnuté v pôde a rozpustené vo vode. Rastliny extrahujú fosfor z pôdy vo forme rozpustných fosfátov. Zvieratá zvyčajne prijímajú dostatok fosforu z potravy. Po smrti organizmov sa fosfor opäť dostáva do pôdy a spodných sedimentov, čím sa zúčastňuje kolobehu látok. Významná úloha fosforu v regulácii metabolických procesov určuje vysokú citlivosť mnohých enzýmových systémov živých buniek na pôsobenie organofosforových zlúčenín. Táto okolnosť sa využíva v medicíne pri vývoji liečivých prípravkov, v poľnohospodárstvo pri výrobe fosfátových hnojív, ako aj pri tvorbe účinných insekticídov. Mnohé zlúčeniny fosforu sú extrémne toxické a niektoré organofosforové zlúčeniny možno klasifikovať ako chemické bojové látky (sarín, soman). Rádioaktívny izotop fosforu 32 P je široko používaný v biológii a medicíne ako indikátor pri štúdiu všetkých typov metabolizmu a energie v živých organizmoch.

Otravy fosforom a jeho zlúčeninami sú pozorované pri ich termoelektrickej sublimácii, práci s bielym fosforom, výrobe a použití zlúčenín fosforu. Vysoko toxické organofosforové zlúčeniny, ktoré majú anticholínesterázový účinok. Fosfor vstupuje do tela cez dýchací systém, gastrointestinálny trakt a kožu. Akútna otrava sa prejavuje pálením v ústach a žalúdku, bolesťami hlavy, slabosťou, nevoľnosťou, zvracaním. Po 2-3 dňoch sa objaví bolesť v epigastrickej oblasti, pravé hypochondrium, žltačka. Chronická otrava je charakterizovaná zápalom slizníc horných dýchacích ciest, príznakmi toxickej hepatitídy, poruchou metabolizmu vápnika (vývoj osteoporózy, lámavosť, niekedy nekróza kostného tkaniva, častejšie v dolnej čeľusti), poškodením srdcovo-cievneho, resp. nervových systémov. Prvá pomoc pri akútnej otrave ústami (najčastejšie) - výplach žalúdka, preháňadlá, čistiace klystíry, vnútrožilové roztoky glukózy, chloridu vápenatého a pod. Pri popáleninách kože ošetrite postihnuté miesta roztokmi síranu meďnatého alebo sódy. Oči sa umyjú 2% roztokom sódy bikarbóny. Prevencia: dodržiavanie bezpečnostných predpisov, osobná hygiena, starostlivosť o ústnu dutinu, preventívne prehliadky osôb pracujúcich s Fosforom.

  • Označenie - P (Phosphorus);
  • Obdobie - III;
  • skupina - 15 (Va);
  • Atómová hmotnosť - 30,973761;
  • Atómové číslo - 15;
  • Polomer atómu = 128 pm;
  • kovalentný polomer = 106 pm;
  • Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
  • t = 44,14 °C;
  • teplota varu = 280 °C;
  • Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) = 2,19 / 2,06;
  • Oxidačný stav: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
  • Hustota (n.a.) \u003d 1,82 g / cm3 (biely fosfor);
  • Molárny objem = 17,0 cm3/mol.

Zlúčeniny fosforu:

Fosfor (prenášajúci svetlo) prvýkrát získal arabský alchymista Ahad Behil v 12. storočí. Z európskych vedcov Nemec Hennig Brant ako prvý objavil fosfor v roku 1669 pri pokusoch s ľudským močom pri pokuse extrahovať z neho zlato (vedec sa domnieval, že zlatú farbu moču spôsobila prítomnosť častíc zlata) . O niečo neskôr fosfor získali I. Kunkel a R. Boyle – ten ho opísal vo svojom článku „Spôsob prípravy fosforu z ľudského moču“ (14. 10. 1680; dielo vyšlo v roku 1693). Lavoisier neskôr dokázal, že fosfor je jednoduchá látka.

Obsah fosforu v zemskej kôre je 0,08% hmotnosti - ide o jeden z najbežnejších chemických prvkov na našej planéte. Vzhľadom na jeho vysoká aktivita, fosfor vo voľnom stave sa v prírode nevyskytuje, ale je súčasťou takmer 200 minerálov, z ktorých najčastejšie sú apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) a fosforit Ca 3 (PO 4) 2.

Fosfor hrá dôležitú úlohu v živote zvierat, rastlín a ľudí – je súčasťou takej biologickej zlúčeniny, akou je fosfolipid, je prítomný aj v bielkovinách a iných dôležitých organických zlúčeninách, akými sú DNA a ATP.


Ryža. Štruktúra atómu fosforu.

Atóm fosforu obsahuje 15 elektrónov a má vonkajšiu valenčnú úroveň elektrónovú konfiguráciu podobnú dusíku (3s 2 3p 3), ale fosfor má menej výrazné nekovové vlastnosti v porovnaní s dusíkom, čo sa vysvetľuje prítomnosťou voľného d-orbitálu. , veľký atómový polomer a nižšia ionizačná energia .

Atóm fosforu, ktorý vstupuje do reakcií s inými chemickými prvkami, môže vykazovať oxidačný stav od +5 do -3 (najtypickejší oxidačný stav je +5, ostatné sú pomerne zriedkavé).

  • +5 - oxid fosforečný P205 (V); kyselina fosforečná (H3P04); fosforečnany, halogenidy, sulfidy fosforu V (soli kyseliny fosforečnej);
  • +3 - P203 (III); kyselina fosforitá (H3P03); fosfity, halogenidy, sulfidy fosforu III (soli kyseliny fosforitej);
  • 0-P;
  • -3 - fosfín PH 3; fosfidy kovov.

Atóm fosforu má v základnom (neexcitovanom) stave dva párové elektróny v s-podúrovni + 3 nepárové elektróny v p-orbitáloch (d-orbitál je voľný) na vonkajšej energetickej úrovni. V excitovanom stave jeden elektrón z s-podúrovne prechádza do d-orbitalu, čím sa rozširujú valenčné možnosti atómu fosforu.


Ryža. Prechod atómu fosforu do excitovaného stavu.

P2

Dva atómy fosforu sú spojené do molekuly P2 pri teplote asi 1000 °C.

Pri nižších teplotách sa fosfor nachádza v štvoratómových molekulách P 4 a tiež v stabilnejších polymérnych molekulách P ∞.

Alotropické modifikácie fosforu:

  • Biely fosfor- extrémne toxický (smrteľná dávka biely fosfor pre dospelého človeka je 0,05-0,15 g) voskovitá látka s vôňou cesnaku, bez farby, svietiaca v tme (pomalý oxidačný proces v P 4 O 6); vysoká reaktivita bieleho fosforu sa vysvetľuje slabou P-P spojenia(biely fosfor má molekulárnu kryštálovú mriežku so vzorcom P 4, v uzloch ktorej sa nachádzajú atómy fosforu), ktoré sa pomerne ľahko rozbijú, v dôsledku čoho biely fosfor pri zahrievaní alebo pri dlhodobom skladovaní prechádza do stabilnejšie modifikácie polymérov: červený a čierny fosfor. Z týchto dôvodov sa biely fosfor skladuje bez prístupu vzduchu pod vrstvou čistenej vody alebo v špeciálnych inertných médiách.
  • žltý fosfor- horľavá, prudko jedovatá látka, vo vode sa nerozpúšťa, na vzduchu ľahko oxiduje a samovoľne sa vznieti, pričom horí jasnozeleným oslňujúcim plameňom s uvoľňovaním hustého bieleho dymu.
  • červený fosfor- polymérna, vo vode nerozpustná látka zložitej štruktúry, ktorá má najmenšiu reaktivitu. Červený fosfor má široké využitie v priemyselnej výrobe, pretože nie je taký toxický. Keďže na čerstvom vzduchu červený fosfor absorbujúci vlhkosť postupne oxiduje tvorbou hygroskopického oxidu („vlhko“), tvorí viskóznu kyselinu fosforečnú, preto sa červený fosfor skladuje v hermeticky uzavretej nádobe. V prípade namáčania sa červený fosfor čistí od zvyškov kyseliny fosforečnej premytím vodou, potom sa suší a používa sa na určený účel.
  • čierny fosfor- na dotyk mastná sivočierna látka podobná grafitu s polovodičovými vlastnosťami - najstabilnejšia modifikácia fosforu s priemernou reaktivitou.
  • kovový fosfor získava sa z čierneho fosforu pod vysokým tlakom. Kovový fosfor vedie elektrinu veľmi dobre.

Chemické vlastnosti fosforu

Zo všetkých alotropných modifikácií fosforu je najaktívnejší biely fosfor (P 4). V rovnici chemických reakcií často jednoducho píšu P, a nie P4. Keďže fosfor má podobne ako dusík mnoho variant oxidačných stavov, v niektorých reakciách je oxidačným činidlom, v iných je redukčným činidlom v závislosti od látok, s ktorými interaguje.

Oxidačný fosfor vykazuje vlastnosti pri reakciách s kovmi, ku ktorým dochádza pri zahrievaní za vzniku fosfidov:
3 mg + 2P \u003d Mg 3P 2.

Fosfor je redukčné činidlo v reakciách:

  • s viac elektronegatívnymi nekovmi (kyslík, síra, halogény):
    • zlúčeniny fosforu (III) vznikajú pri nedostatku oxidačného činidla
      4P + 3O2 \u003d 2P203
    • zlúčeniny fosforu (V) - s nadbytkom: kyslíka (vzduchu)
      4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
  • s halogénmi a sírou tvorí fosfor halogenidy a sulfidy 3- alebo 5-mocného fosforu, v závislosti od pomeru činidiel, ktoré sa prijímajú v nedostatku alebo nadbytku:
    • 2P + 3Cl 2 (týždeň) \u003d 2PCl 3 - chlorid fosforitý
    • 2P + 3S (týždne) \u003d P2S3 - sulfid fosforečný
    • 2P + 5Cl2 (napr.) \u003d 2PCl 5 - chlorid fosforečný
    • 2P + 5S (napr.) \u003d P 2 S 5 - sulfid fosforečný (V)
  • s koncentrovanou kyselinou sírovou:
    2P + 5H2S04 \u003d 2H3P04 + 5S02 + 2H20
  • s koncentrovanou kyselinou dusičnou:
    P + 5HNO3 \u003d H3PO4 + 5NO2 + H20
  • so zriedenou kyselinou dusičnou:
    3P + 5HNO3 + 2H20 \u003d 3H3PO4 + 5NO

Fosfor pôsobí pri reakciách ako oxidačné aj redukčné činidlo disproporcionalita s vodnými roztokmi zásad pri zahrievaní tvoria (okrem fosfínu) fosfornany (soli kyseliny fosfornej), v ktorých vykazuje necharakteristický oxidačný stav +1:
4P0 + 3KOH + 3H20 \u003d P-3H3 + 3KH2P +102

PAMATUJTE: s inými kyselinami, okrem vyššie uvedených reakcií, fosfor nereaguje.

Získavanie a používanie fosforu

Priemyselne sa fosfor vyrába jeho redukciou koksom z fosforitov (fluorapatátov), ​​medzi ktoré patrí fosforečnan vápenatý, kalcináciou v elektrických peciach pri teplote 1600 °C s prídavkom kremenného piesku:
Ca3(P04)2 + 5C + 3Si02 = 3CaSi03 + 2P + 5CO.

V prvom štádiu reakcie pod vplyvom vysokej teploty vytesňuje oxid kremičitý (IV) oxid fosforečný z fosforečnanu:
Ca3(P04)2 + 3Si02 \u003d 3CaSi03 + P205.

Potom sa oxid fosforečný (V) redukuje uhlím na voľný fosfor:
P205 + 5C \u003d 2P + 5CO.

Použitie fosforu:

Fosfor (P) je prvkom skupiny VA, ktorý je tiež zložený z dusíka, antimónu, arzénu, bizmutu. Názov, ktorý pochádza z gréckych slov, v preklade znamená „nesúci svetlo“.

V prírode sa fosfor vyskytuje iba vo viazanej forme. Hlavné minerály obsahujúce fosfor: apatity - chlorapatit 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 alebo fluorapatit 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 a fosforit 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Obsah v zemskej kôre je približne 0,12 hmotnostných %.

Fosfor je životne dôležitý prvok. Je ťažké preceňovať jeho biologickú úlohu, pretože je súčasťou takých dôležitých zlúčenín, ako sú proteíny a adenozíntrifosfát (ATP), nachádza sa v tkanivách zvierat (napríklad zlúčeniny fosforu sú zodpovedné za kontrakcie svalového tkaniva a fosforečnan vápenatý obsiahnutý v kosti zabezpečuje pevnosť kostry), obsahuje ho aj v rastlinných tkanivách.

História objavov

Fosfor bol objavený v chémii v druhej polovici 17. storočia. Zázračný nosič svetla (lat. phosphorus mirabilis), ako sa látka nazývala, sa získavala z ľudského moču, varením ktorého z tekutej látky vznikla voskovitá hmota žiariaca v tme.

Všeobecná charakteristika prvku

Všeobecná elektrónová konfigurácia valenčnej hladiny atómov prvkov skupiny VA ns 2 np 3 . V súlade so štruktúrou vonkajšej úrovne sú prvky tejto skupiny zahrnuté v zlúčeninách v oxidačných stupňoch +3 alebo +5 (hlavný, najmä stabilný oxidačný stav fosforu), fosfor však môže mať aj iné oxidačné stavy. , napríklad mínus -3 alebo +1.

Elektrónová konfigurácia atómu fosforu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Atómový polomer 0,130 nm, elektronegativita 2,1, relatívna atómová (molárna) hmotnosť 31.

Fyzikálne vlastnosti

Fosfor vo forme jednoduchej látky existuje vo forme alotropných modifikácií. Najstabilnejšie alotropické modifikácie fosforu sú takzvaný biely, čierny a červený fosfor.

  • Biela (vzorec možno napísať ako P4)

Molekulová kryštálová mriežka látky pozostáva zo štvoratómových tetraedrických molekúl. Chemická väzba v molekulách bieleho fosforu je kovalentná nepolárna.

Hlavné vlastnosti tejto mimoriadne aktívnej látky:

Biele P je najsilnejší smrtiaci jed.

  • žltá

Žltá je nerafinovaný biely fosfor. Je to jedovatá a horľavá látka.

  • červená (Pn)

Látka, ktorá je veľké množstvo Atómy P, ktoré sú spojené v reťazci komplexnej štruktúry, sú takzvaným anorganickým polymérom.

Vlastnosti červeného fosforu sa výrazne líšia od vlastností bieleho P: nemá vlastnosť chemiluminiscencie, môže byť rozpustený len v niektorých roztavených kovoch.

Na vzduchu sa do teploty 240-250 °C nevznieti, ale je schopný samovznietenia pri trení alebo náraze. Vo vode, benzéne, sírouhlíku a iných látkach je táto látka nerozpustná, ale rozpustná v bromide fosforitom, oxidovanom na vzduchu. Nie jedovatý. V prítomnosti vzdušnej vlhkosti postupne oxiduje, pričom vzniká oxid.

Rovnako ako biela sa pri zahriatí na 200 °C a pri veľmi vysokom tlaku zmení na čierny P.

  • čierna (Pn)

Látka je tiež anorganický polymér s vrstvenou atómovou kryštálovou mriežkou a je najstabilnejšou modifikáciou.

Black P je látka vzhľadom pripomínajúca grafit. Úplne nerozpustný vo vode a organických rozpúšťadlách. Môže sa zapáliť iba zahriatím na 400 °C v atmosfére čistého kyslíka. Čierny P vedie elektrinu.

Tabuľka fyzikálnych vlastností

Chemické vlastnosti

Fosfor, ktorý je typickým nekovom, reaguje s kyslíkom, halogénmi, sírou, kovmi a je oxidovaný kyselinou dusičnou. V reakciách môže pôsobiť ako oxidačné činidlo aj ako redukčné činidlo.

  • spaľovanie

Interakcia s kyslíkom bieleho P vedie k tvorbe oxidov P2O3 (oxid fosforu 3) a P2O5 (oxid fosforu 5), pričom prvý vzniká s nedostatkom kyslíka a druhý s nadbytkom:

4P + 302 = 2P203

4P + 502 = 2P205

  • interakcie s kovmi

Interakcia s kovmi vedie k tvorbe fosfidov, v ktorých je P v oxidačnom stave -3, to znamená, že v tomto prípade pôsobí ako oxidačné činidlo.

s horčíkom: 3Mg + 2P = Mg3P2

so sodíkom: 3Na + P = Na3P

s vápnikom: 3Ca + 2P = Ca3P2

so zinkom: 3Zn + 2P = Zn3P2

  • interakcia s nekovmi

S viac elektronegatívnymi nekovmi P interaguje ako redukčné činidlo, daruje elektróny a mení sa na pozitívne oxidačné stavy.

Pri interakcii s chlórom vznikajú chloridy:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 - s nedostatkom Cl2

2P + 5Cl2 = 2PCl5 - s nadbytkom Cl2

S jódom však môže vzniknúť iba jeden jodid:

2P + 3I2 = 2PI3

S inými halogénmi je možná tvorba zlúčenín 3- a 5-mocného P v závislosti od pomeru činidiel. Pri reakcii so sírou alebo fluórom vznikajú aj dve série sulfidov a fluoridov:

  • interakcia s kyselinami

3P + 5HNO3(ried.) + H2O = 3H3P04 + 5NO

P + 5HN03 (konc.) = H3P04 + 5N02 + H20

2P + 5H2S04 (konc.) = 2H3P04 + 5S02 + H20

P neinteraguje s inými kyselinami.

  • interakcia s hydroxidmi

Biely fosfor je schopný reagovať pri zahrievaní s vodnými roztokmi zásad:

P4 + 3KOH + 3H20 = PH3 + 3KH2P02

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

V dôsledku interakcie sa vytvorí prchavá vodíková zlúčenina - fosfín (PH3), v ktorom sú oxidačným stavom fosforu \u003d -3 a soli kyseliny fosfornej (H3PO2) fosfornany, v ktorých je P v netypickom oxidačnom stave +1.

Zlúčeniny fosforu

Zvážte vlastnosti zlúčenín fosforu:

Ako získať

V priemysle sa P získava z prírodných ortofosfátov pri teplote 800–1000 °C bez prístupu vzduchu pomocou koksu a piesku:

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

Výsledná para kondenzuje po ochladení na biely R.

V laboratóriu na získanie Ršpeciálnej čistoty sa používajú fosfín a chlorid fosforitý:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Oblasti použitia

P sa používa najmä na výrobu kyseliny fosforečnej, ktorá sa používa v organickej syntéze, v medicíne, ako aj na výrobu detergentov, z jej solí sa získavajú hnojivá.

h2po3 - žiadne takéto spojenie

Príspevok na tému „Aplikácie fosforu“ ​​vám stručne povie, v ktorých oblastiach sa fosfor používa a prečo.

Aplikácie fosforu

Fosfor je chemický prvok, ktorý sa v periodickom systéme Mendelejev nachádza v skupine V. Jeho chemický vzorec je R. Názov prvku pochádza z gréckeho slova „phosphoros“ a znamená „svetlonosný“. V zemskej kôre je ho pomerne veľa – 0,08 – 0,09 % z celkovej hmotnosti zemskej kôry. V morskej vode je aj fosfor. Prvok má vysokú chemickú aktivitu, preto ho nenájdete vo voľnom stave. Je schopný tvoriť 190 minerálov. Nazýva sa aj prvkom života, keďže sa nachádza v živočíšnych tkanivách, zelených rastlinách, bielkovinách atď.

Použitie fosforu v medicíne

Dnes sa z fosforu získava trieda potenciálnych terapeutických činidiel, ktoré liečia choroby mäkkých tkanív a kostí, sprevádzané porušením metabolizmu vápnika - biofosfonáty.

Každý prvok má svoje vlastné spektrum činnosti. Sú odolné voči enzymatickej hydrolýze, majú afinitu ku kovovým iónom a tvoria nerozpustné a rozpustné chelátové agregáty a komplexy.

Najbežnejší a najpoužívanejší je etidronát. Je účinný pri poruchách metabolizmu vápnika v tele. Používa sa pri progresívnej myositis ossificans, Pagetovej chorobe, osteoporóze, heterogénnej osifikácii a nádorovej osteolýze.

Využitie fosforu v priemysle

Kyselina ortofosforečná je široko používaná. Používa sa na výrobu kombinovaných a fosfátových hnojív, ktoré zvyšujú úrodu plodín, dodávajú rastlinám odolnosť voči nepriaznivým klimatickým podmienkam a zimovzdornosť. Hnojivá navyše výborne pôsobia na pôdu, prispievajú k štrukturovaniu, menia rozpustnosť látok obsiahnutých v pôde, rozvoju pôdnych baktérií, potláčajú tvorbu organických škodlivých látok.

Kyselina fosforečná sa používa aj v potravinárskom priemysle. Je príjemná na chuť a v zriedenej forme sa pridáva do marmelády, limonád, sirupov na zlepšenie chuti. Podobné vlastnosti majú aj soli kyseliny fosforečnej. Napríklad hydrogenfosforečnany vápenaté sú súčasťou práškov do pečiva, ktoré zvýrazňujú chuť chleba a rožkov.

Na báze kyseliny fosforečnej sa vyrábajú fosfodrevené nehorľavé dosky, protipožiarne farby a fosfátová nehorľavá pena. Soli kyseliny fosforečnej chránia pred žiarením, zmäkčujú vodu, odstraňujú kotolový kameň a sú súčasťou čistiacich prostriedkov.

Organofosforové zlúčeniny (zmäkčovadlá, extraktanty, mazivá, absorbenty) sa používajú v chladiacich jednotkách a ako prísada do strelného prachu. Alkylfosfáty pôsobia ako povrchovo aktívne látky, nemrznúca zmes, špeciálne hnojivá, latexové antikoagulanty.

Zápalky sú vyrobené z červeného fosforu. Spolu s lepidlom a drveným sklom sa nanáša na bok zápalkovej škatuľky. Fosfid zinočnatý (Zn 3 P 2) sa používa na hubenie hlodavcov. Biely fosfor sa používa na výrobu zápalných bômb, nábojov produkujúcich dym, dám, granátov a dymových clon.

Využitie fosforu v každodennom živote

Aj v bežnom živote sme obklopení vecami vyrobenými z fosforu. Napríklad riad, figúrky, vázy a podobne. Okrem toho je dôležitým prvkom, ktorý je súčasťou nukleových kyselín, bielkovín a kostného tkaniva. Fosfor je nevyhnutným prvkom pre svalovú a duševnú činnosť. Priaznivo pôsobí na obličky a srdce. Nachádza sa v chlebe, rybách, mäse, hrachu, fazuli, perličkových jačmeniach, ovse a jačmeni, kapuste, orechoch, petržlene, mrkve, špenáte a cesnaku.

Dúfame, že správa na tému „Využitie fosforu“ ​​vám pomohla pripraviť sa na lekciu. A môžete pridať príbeh o použití fosforu prostredníctvom formulára komentárov nižšie.