Fosforová hmota. Oblasti použitia fosforu. Zlúčeniny s nekovmi

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.). Vďaka ľahkej oxidácii sa fosfor v prírode nevyskytuje vo voľnom stave.

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.

Atómové a molekulové hmotnosti fosforu sú rovnaké; rovnajú sa 30,9737.

Alotropia a alotropné modifikácie fosforu

Fosfor tvorí niekoľko alotropných modifikácií.

Biely fosfor sa získava v pevnom stave rýchlym ochladzovaním 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, no 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 nízkom ohreve, na ktorý stačí jednoducho trenie, sa fosfor vznieti a horí. Má molekulárnu kryštálovú mriežku, v uzloch ktorej sú tetraedrické molekuly P4. Silný jed.

Ryža. 1. Alotropické modifikácie fosforu. Vzhľad.

Ak sa biely fosfor zahreje na teplotu 250-300 o C, premení sa na inú modifikáciu, 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 fosforu: na vzduchu pomaly oxiduje, v tme nesvieti, svieti až pri 260 o C a je netoxický.

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

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

Izotopy fosforu

Je známe, že v prírode sa fosfor nachádza vo forme jediného izotopu 31P (23,99 %). Hmotnostné číslo je 31. Jadro atómu izotopu fosforu 31P 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

Vonkajšia energetická hladina atómu fosforu má päť elektrónov, ktoré sú valenčnými elektrónmi:

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 - P. Tu sú niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu fosforu:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Fosfín možno pripraviť pôsobením kyseliny chlorovodíkovej na fosfid vápenatý. Vypočítajte objem fosfínu (č.), ktorý vznikne z 9,1 g fosfidu vápenatého. Hmotnostný podiel produktu je 90 %.
Riešenie	Napíšme rovnicu pre reakciu výroby fosfínu z fosfidu vápenatého: Ca3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3CaCl2. Vypočítajme množstvo látky fosfidu vápenatého (molárna hmotnosť - 182 g/mol): n(PH3) = m(PH3)/M(PH3); n(PH3) = 9,1/182 = 0,05 mol. Podľa reakčnej rovnice n(PH 3) : n(Ca 3 P 2) = 2:1 to znamená: n(PH3) = 2 x n(Ca3P2); n(PH3) = 2 x 0,05 = 0,1 mol. Potom sa objem uvoľneného fosfínu bude rovnať: V(PH3) = n(PH3) x Vm; V(PH 3) = 0,1 × 22,4 = 2,24 l. Ak vezmeme do úvahy výťažok reakčného produktu, objem fosfínu je: V(PH3) = V(PH3) x n/100 %; V(PH 3) = 2,24 × 90/100 % = 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 objavenia fosforu sa považuje rok 1669, kedy X. Brand (Nemecko) kalcináciou suchého zvyšku z odparovania moču pieskom a následnou destiláciou bez prístupu vzduchu získal látku, ktorá žiari v tmavý, najprv nazývaný „studený oheň“ a neskôr z gréčtiny Fosfor. fosfor - svietiaci. Čoskoro sa spôsob získavania fosforu stal známym nemeckým chemikom - 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 a moču sa odparila do sucha a zahrievala, kým neprestalo uvoľňovať prchavé produkty; zvyšok sa zmiešal s práškovým dreveným uhlím a destiloval v hlinenej retorte; Pary fosforu kondenzované v prijímači s vodou. Najjednoduchší spôsob získavania fosforu kalcináciou kostného popola uhlím navrhol až v roku 1771 K. Scheele. Elementárnu povahu fosforu stanovil A. Lavoisier. V 2. 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, vytvárajúcimi 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 zráža z vôd vo forme nerozpustných minerálov alebo zachytáva živá hmota. Preto v morská voda len 7·10 -6% fosforu. Je známych 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 kondenzáciou 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. α-modifikáciou sú kryštály kubickej sústavy (a = 18,5 Á); hustota 1,828 g/cm 3, t pl 44,1 °C, t varu 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, diamagnetický, špecifická magnetická susceptibilita je -0,86·10 -6. Tvrdosť podľa Brinella 6 Mn/m2 (0,6 kgf/mm2). 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/m2 (1 kgf/cm2) sa α-forma sa transformuje na nízkoteplotnú β-formu (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 dvojlomom. Biely fosfor je jedovatý: na vzduchu sa samovoľne vznieti pri teplote asi 40 °C, preto by sa mal skladovať pod vodou (rozpustnosť vo vode pri 25 °C 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; má farbu od tmavohnedej po fialovú. Dlhším zahrievaním sa môže nenávratne premeniť na niektorú z kryštalických foriem (triklinická, kubická a iné) s rôznymi vlastnosťami: hustota od 2,0 do 2,4 g/cm 3, bod topenia 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 nezapáli, ale pri trení alebo náraze sa samovoľne zapáli; nerozpustný vo vode, ako aj v benzéne, sírouhlíku a iných, rozpustný v bromide fosforitom. Pri teplote sublimácie sa červený fosfor po ochladení mení na paru, z ktorej vzniká hlavne 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 sú kryštály ortorombickej štruktúry (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, diamagnetický a špecifickú magnetickú susceptibilitu -0,27·10-6. Pri zahriatí na 560-580 °C pod tlakom vlastných pár sa mení na červený fosfor. Čierny fosfor je málo aktívny a ťažko sa vznieti pri zapálení, takže ho možno bezpečne spracovať na vzduchu.

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

Atómy fosforu sa spájajú do dvojatómových (P 2), tetraatomických (P 4) a polymérnych molekúl. Najstabilnejšie polymérne molekuly za normálnych podmienok sú tie, ktoré obsahujú dlhé reťazce vzájomne prepojených štvorstenov P4. V kvapalnom, pevnom (biely fosfor) a pare pod 800 °C sa fosfor skladá z molekúl P4. Pri teplotách nad 800 °C sa molekuly P4 disociujú na P2, ktoré sa zase rozpadajú na atómy pri teplotách nad 2000 °C. Len biely fosfor pozostáva z molekúl P4, všetky ostatné modifikácie sú polyméry.

Chemické vlastnosti fosforu. Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu fosforu je 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 veľmi málo iónových zlúčenín, ako sú fosfidy Na3P a 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, najväčšiu aktivitu má biely fosfor; červený a čierny fosfor je pri chemických reakciách oveľa pasívnejší. Oxidácia bieleho fosforu prebieha prostredníctvom mechanizmu reťazovej reakcie. Oxidáciu fosforu zvyčajne sprevádza chemiluminiscencia. Pri horení fosforu v nadbytku kyslíka vzniká oxid (V) P 4 O 10 (alebo P 2 O 5), pri nedostatku 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 spektroskopicky dokázaná. Oxid fosforečný (V) sa získava v priemyselnom meradle spaľovaním elementárneho fosforu v prebytku suchého vzduchu. Následná hydratácia P4010 vedie k produkcii orto-(H3PO4) a poly-(Hn+2PnO3n+1) kyseliny fosforečnej. Okrem toho fosfor tvorí kyselinu fosforečnú H3PO3, kyselinu fosforečnú H4R206 a kyselinu fosfornú H3PO2, ako aj perkyseliny: kyselinu perfosforečnú H4R208 a kyselinu monoperfosforečnú H3PO5. Široko používané sú soli kyselín fosforečných (fosfáty), v menšej miere fosfity a fosfornany.

Fosfor sa priamo spája so všetkými halogénmi, pričom uvoľňuje veľké množstvo tepla a vytvára trihalogenidy (PX 3, kde X je halogén), pentahalidy (PX 5) a oxyhalogenidy (napríklad POX 3). Pri fúzii fosforu a síry pod 100 °C vznikajú tuhé roztoky na báze fosforu a síry a nad 100 °C nastáva exotermická reakcia, tvorba 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. Sú známe nasledujúce oxysulfidy fosforu: P203S2, P202S3, P404S3, P6010S5 a P404S3. Fosfor je v porovnaní s dusíkom menej schopný tvoriť zlúčeniny s vodíkom. Fosforovodík fosfín PH 3 a difosfín R 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 - pevné, chemicky stabilné látky získané prechodom dusíka s parami fosforu elektrickým oblúkom; polymérne fosfonitrilhalogenidy - (PNX 2)n (napríklad polyfosfonitrilchlorid), získané reakciou pentahalidov s amoniakom za rôznych podmienok; amidoimidofosfáty - zlúčeniny, zvyčajne polymérne, obsahujúce spolu s R-O-R spojenia P-NH-P spojenia.

Pri teplotách nad 2000°C fosfor reaguje s uhlíkom za vzniku karbidu PC 3, látky, ktorá je nerozpustná v bežných rozpúšťadlách a nereaguje ani s kyselinami, ani zásadami. Pri zahrievaní s kovmi vytvára fosfor fosfidy.

Fosfor tvorí množstvo organofosforových zlúčenín.

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

2Ca3(P04)2 + 10C + nSi02 = P4 + 10CO + 6CaO nSi02

Vopred rozdrvená a obohatená ruda obsahujúca fosfor sa zmieša v určených pomeroch s oxidom kremičitým a koksom a vloží sa do elektrickej pece. Oxid kremičitý je potrebný na zníženie teploty reakcie, ako aj na zvýšenie jej rýchlosti viazaním oxidu vápenatého uvoľneného počas procesu redukcie do kremičitanu vápenatého, ktorý sa kontinuálne odstraňuje ako roztavená troska. Do trosky prechádzajú aj kremičitany 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 v ňom rozpustených fosfidov mangánu a iných kovov, 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 (CO, SiF 4, pH 3, vodná para, produkty pyrolýzy, nečistoty organickej náplne a iné) pri teplote 250-350 °C. Po očistení od prachu sa plyny obsahujúce fosfor posielajú do kondenzačných jednotiek, v ktorých sa tekutý technický biely fosfor zhromažďuje pod vodou pri teplote nie nižšej ako 50 ° C.

Aplikácia fosforu. Prevažná časť vyprodukovaného fosforu sa spracováva na kyselinu fosforečnú a výsledné fosforečné hnojivá a 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 zliatin, ako je fechral a chróm. Fosfor je obsiahnutý v niektorých bronzoch, pretože zvyšuje ich tekutosť a odolnosť proti oderu. Fosfidy kovov, ale aj niektoré nekovy (B, Si, As atď.) sa používajú pri výrobe a dopovaní polovodičových materiálov. Fosfor sa čiastočne používa na výrobu chloridov a sulfidov, ktoré slúžia ako východiskové materiály na výrobu zmäkčovadiel s obsahom fosforu (napríklad trikresylfosfát, tributylfosfát a iné), liečiv, organofosforových pesticídov a používajú sa aj ako prísady do mazív a pod. palivá.

Bezpečnostné opatrenia. 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, fosforových esterov sacharidov, mnohých koenzýmov a iných organických zlúčenín. Vďaka vlastnostiam chemické štruktúry Atómy fosforu, podobne ako atómy síry, sú schopné vytvárať energeticky bohaté väzby vo vysokoenergetických zlúčeninách: kyselina adenozíntrifosforečná (ATP), kreatínfosfát a iné. V procese biologickej evolúcie sa práve zlúčeniny fosforu stali hlavnými, univerzálnymi zásobárňami 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“ pre ich účasť na metabolizme a naopak, štiepenie fosforylového zvyšku (defosforylácia) vylučuje tieto zlúčeniny z aktívnej výmeny. Enzýmy metabolizmu fosforu - kinázy, fosforylázy a fosfatázy. Pečeň hrá hlavnú úlohu pri premene zlúčenín fosforu v tele zvierat a ľudí. Metabolizmus zlúčenín fosforu je regulovaný hormónmi a vitamínom D.

Obsah fosforu (v mg na 100 g sušiny) v rastlinných tkanivách je 230-350, morské živočíchy - 400-1800, suchozemské živočíchy - 1700-4400, baktérie - asi 3000; Ľudské telo obsahuje obzvlášť vysoké množstvo fosforu. kostného tkaniva(o niečo viac ako 5000), v mozgovom tkanive (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 produktov sú na fosfor najbohatšie syry, mäso, vajcia, strukoviny (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 vyvinie 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. Fosfor je extrahovaný z pôdy rastlinami vo forme rozpustných fosfátov. Zvieratá zvyčajne prijímajú dostatok fosforu zo stravy. Po smrti organizmov sa fosfor opäť dostáva do pôdy a spodných sedimentov, čím sa zúčastňuje kolobehu látok. Dôležitá 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 terapeutických liečiv, 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 Phosphorus 32 P je široko používaný v biológii a medicíne ako indikátor pri štúdiu všetkých typov metabolizmu a energie v živých organizmoch.

Otrava fosforom a jeho zlúčeninami sa pozoruje pri ich termoelektrickej sublimácii, práci s bielym fosforom, výrobe a použití zlúčenín fosforu. Organofosforové zlúčeniny, ktoré majú anticholínesterázový účinok, sú vysoko toxické. 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 a žltačka. Chronická otrava je charakterizovaná zápalom slizníc horných dýchacích ciest, príznakmi toxickej hepatitídy, poruchami metabolizmu vápnika (vývoj osteoporózy, lámavosť, niekedy nekróza kostného tkaniva, častejšie v dolnej čeľusti), poškodením kardiovaskulárneho a nervových systémov. Prvou pomocou pri akútnej otrave ústami (najčastejšie) je výplach žalúdka, laxatíva, čistiace klystíry, intravenózne roztoky glukózy, chloridu vápenatého atď. 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;
• atómový polomer = 128 pm;
• kovalentný polomer = 106 pm;
• Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• teplota topenia = 44,14 °C;
• teplota varu = 280 °C;
• Elektronegativita (podľa Paulinga/podľa Alpreda a Rochowa) = 2,19/2,06;
• Oxidačný stav: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Hustota (č.) = 1,82 g/cm3 (biely fosfor);
• Molárny objem = 17,0 cm3/mol.

Zlúčeniny fosforu:

Fosfor (nosič svetla) prvýkrát získal arabský alchymista Ahad Behil v 12. storočí. Z európskych vedcov ako prvý objavil fosfor Nemec Hennig Brant v roku 1669, keď robil experimenty s ľudským močom v snahe extrahovať z neho zlato (vedec sa domnieval, že zlatú farbu moču spôsobila prítomnosť zlatých častíc ). 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 takých biologických zlúčenín, ako sú fosfolipidy, a je tiež prítomný v proteínoch a iných dôležitých organických zlúčeninách, ako sú DNA a ATP.

Ryža. Štruktúra atómu fosforu.

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

Pri reakcii s inými chemickými prvkami môže atóm fosforu 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.

V základnom (neexcitovanom) stave atómu fosforu na vonkajšej energetickej úrovni sú dva párové elektróny v s-podúrovni + 3 nepárové elektróny v p-orbitáloch (d-orbitál je voľný). V excitovanom stave sa jeden elektrón presunie z podúrovne s do d-orbitálu, čím sa rozšíria valenčné schopnosti atómu fosforu.

Ryža. Prechod atómu fosforu do excitovaného stavu.

P2

Dva atómy fosforu sa spoja za vzniku molekuly P2 pri teplote asi 1000 °C.

Pri nižších teplotách sa fosfor vyskytuje v tetraatómových molekulách P4, ako aj v stabilnejších molekulách polyméru P∞.

Alotropické modifikácie fosforu:

• Biely fosfor- extrémne jedovatý (smrteľná dávka). biely fosfor pre dospelého človeka je to 0,05-0,15 g) voskovitá látka s vôňou cesnaku, bezfarebná, v tme svetielkujúca (proces pomalej oxidácie v P 4 O 6); vysoká reaktivita bieleho fosforu sa vysvetľuje slabou R-R spojenia(biely fosfor má molekulárnu kryštálovú mriežku so vzorcom P 4, v uzloch ktorej sa nachádzajú atómy fosforu), ktoré sa pomerne ľahko lámu, v dôsledku čoho sa biely fosfor pri zahrievaní alebo pri dlhodobom skladovaní premieňa na viac stabilné modifikácie polymérov: červený a čierny fosfor. Z týchto dôvodov sa biely fosfor skladuje bez prístupu vzduchu pod vrstvou čistenej vody alebo v špeciálnych inertných prostrediach.
• Žltý fosfor- horľavá, prudko jedovatá látka, vo vode sa nerozpúšťa, na vzduchu ľahko oxiduje a samovoľne sa vznieti, pričom horí jasne zeleným, oslnivým plameňom s uvoľňovaním hustého bieleho dymu.
• Červený fosfor- polymérna, vo vode nerozpustná látka so zložitou štruktúrou, ktorá má najmenšiu reaktivitu. Červený fosfor je široko používaný v priemyselnej výrobe, pretože nie je taký jedovatý. Keďže červený fosfor, absorbujúci vlhkosť, na čerstvom vzduchu postupne oxiduje za vzniku hygroskopického oxidu („vlhkého“) a vytvára viskóznu kyselinu fosforečnú, preto sa červený fosfor skladuje v hermeticky uzavretej nádobe. V prípade namáčania sa červený fosfor očistí od zvyškov kyseliny fosforečnej premytím vodou, potom sa vysuší a použije na určený účel.
• Čierny fosfor- na dotyk mastná látka podobná grafitu šedočiernej farby, s polovodičovými vlastnosťami - najstabilnejšia modifikácia fosforu s priemernou reaktivitou.
• Kovový fosfor získaný 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 píšeme jednoducho P, 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 prejavuje svoje vlastnosti pri reakciách s kovmi, ku ktorým dochádza pri zahrievaní za vzniku fosfidov:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Fosfor je redukčné činidlo v reakciách:

• s viac elektronegatívnymi nekovmi (kyslík, síra, halogény):
  • Pri nedostatku oxidačného činidla vznikajú zlúčeniny fosforu (III).
    4P + 302 = 2P203
  • zlúčeniny fosforu (V) - s nadbytkom: kyslík (vzduch)
    4P + 502 = 2P205
• 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) = 2PCl 3 - chlorid fosforečný
  • 2P+3S(týždeň) = P2S3 - sulfid fosforečný
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl5 - chlorid fosforečný (V)
  • 2P+5S(g) = P2S5 - sulfid fosforečný (V)
• s koncentrovanou kyselinou sírovou:
  2P+5H2S04 = 2H3P04+5S02+2H20
• s koncentrovanou kyselinou dusičnou:
  P+5HN03 = H3P04+5N02+H20
• so zriedenou kyselinou dusičnou:
  3P+5HN03+2H20 = 3H3P04+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 = P-3H3+3KH2P+102

MUSÍTE SI PAMÄTAŤ: fosfor nereaguje s inými kyselinami, okrem reakcií uvedených vyššie.

Výroba a využitie fosforu

Fosfor sa priemyselne vyrába redukciou koksom z fosforitov (fluorapatátov), ​​medzi ktoré patrí fosforečnan vápenatý, ich 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 fosfátu:
Ca3(P04)2 + 3Si02 = 3CaSi03 + P205.

Oxid fosforečný (V) sa potom redukuje uhlím na voľný fosfor:
P205+5C = 2P+5CO.

Aplikácia fosforu:

• pesticídy;
• zápasy;
• čistiace prostriedky;
• farby;
• polovodičov.

Fosfor (P) je prvkom skupiny VA, do ktorej patrí aj dusík, antimón, arzén a bizmut. Názov, odvodený z gréckych slov, znamená „nositeľ svetla“.

V prírode sa fosfor vyskytuje iba vo viazanej forme. Hlavné minerály s obsahom fosforu sú: 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 dôležitý prvok. Jeho biologickú úlohu je ťažké preceňovať, pretože je súčasťou takých dôležitých zlúčenín, ako sú bielkoviny a adenozíntrifosfát (ATP), ktoré sa nachádzajú v živočíšnych tkanivách (napríklad zlúčeniny fosforu sú zodpovedné za kontrakcie svalového tkaniva a fosforečnan vápenatý obsiahnutý v kostiach zabezpečuje pevnosť kostry), obsahuje ho aj v rastlinných tkanivách.

História objavovania

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, ktorého prevarením vznikla z tekutej látky voskovitá hmota svietiaca v tme.

Všeobecná charakteristika prvku

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

Molekulárna kryštálová mriežka látky pozostáva z tetraatomických 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 sa nazýva nerafinovaný biely fosfor. Ide o toxickú a horľavú látku.

• 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 do teploty 240-250°C sa nevznieti, ale je schopný samovznietenia pri trení alebo náraze. Táto látka je nerozpustná vo vode, benzéne, sírouhlíku a iných látkach, ale je rozpustná v bromide fosforitom a na vzduchu oxiduje. 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 čierne P.

• čierna (Pn)

Látka je tiež anorganický polymér, ktorý má vrstvenú atómovú kryštálovú mriežku a je najstabilnejšou modifikáciou.

Black P je látka vzhľadom pripomínajúca grafit. Úplne nerozpustný vo vode a organických rozpúšťadlách. Zapáliť sa dá 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 sa tvorí 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 prechádza do kladných oxidačných stavov.

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 3- a 5-valentných zlúčenín P v závislosti od pomeru činidiel. Pri reakcii so sírou alebo fluórom vznikajú aj dve série sulfidov a fluoridov:

• interakcia s kyselinami

3P + 5HN03(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 reakcie pri zahrievaní s vodnými roztokmi zásad:

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

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

V dôsledku interakcie vzniká prchavá zlúčenina vodíka - fosfín (PH3), v ktorom je oxidačný stav fosforu = -3, a soli kyseliny fosfornej (H3PO2) - fosfornany, v ktorých je P v netypickom oxidačnom stave. +1.

Zlúčeniny fosforu

Pozrime sa na vlastnosti zlúčenín fosforu:

Spôsob získania

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 P Fosfín a chlorid fosforečný sa používajú v špeciálnej čistote:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Oblasti použitia

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

h2po3 - takéto spojenie neexistuje

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

Aplikácie fosforu

Fosfor je chemický prvok, ktorá sa nachádza v skupine V v Mendelejevovej periodickej tabuľke. Jeho chemický vzorec je R. Názov prvku pochádza z gréckeho slova „phosphoros“ a znamená „svetelný“. 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

Z fosforu sa dnes získava trieda potenciálnych terapeutických činidiel, ktoré liečia choroby mäkkých tkanív a kostí sprevádzané poruchami 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 organizme. Používa sa pri progresívnej myositis ossificans, Pagetovej chorobe, osteoporóze, heterogénnej osifikácii a nádorovej osteolýze.

Aplikácia fosforu v priemysle

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

Kyselina fosforečná sa používa aj v potravinárskom priemysle. Chutí dobre a po zriedení sa pridáva do marmelády, limonád a sirupov na zlepšenie chuti. Soli kyseliny fosforečnej majú podobné vlastnosti. Napríklad hydrogenfosforečnany vápenaté sú súčasťou práškov do pečiva a zvýrazňujú chuť chleba a rožkov.

Fosforové drevené nehorľavé dosky, protipožiarne farby a fosfátová nehorľavá pena sa vyrábajú na báze kyseliny ortofosforečnej. Soli kyseliny fosforečnej chránia pred žiarením, zmäkčujú vodu, odstraňujú vodný kameň a sú súčasťou čistiacich prostriedkov.

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

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

Použitie fosforu v každodennom živote

V každodennom živote sme tiež 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 dôležitým prvkom pre svalovú a duševnú činnosť. Priaznivo pôsobí na obličky a srdce. Nachádza sa v chlebe, rybách, mäse, hrachu, fazuli, krupicovom jačmeni, ovsených vločkách a jačmeni, kapuste, orechoch, petržlene, mrkve, špenáte a cesnaku.

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