ФОСФОР, P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), е химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 15, атомна маса 30,97376. Естественият фосфор е представен от един стабилен изотоп 31 R. Известни са 6 изкуствени радиоактивни изотопа на фосфора с масови числа 28-30 и 32-34.

Методът за получаване на фосфор може да е бил известен на арабските алхимици още през 12 век, но общоприетата дата за откриването на фосфора е 1669 г., когато Х. Бранд () получава вещество, което свети в тъмното, наречено „студено огън”. Съществуването на фосфора като химичен елемент е доказано в началото на 70-те години. 18 век Френският химик А. Лавоазие.

Модификации и свойства

Елементарният фосфор съществува под формата на няколко алотропни модификации - бял, червен, черен. Белият фосфор е восъчно, прозрачно вещество с характерна миризма, образувано от кондензацията на фосфорни пари. При наличие на примеси - следи от червен фосфор, арсен, желязо и др. - той се оцветява в жълто, поради което търговският бял фосфор се нарича жълт. Има 2 модификации на белия фосфор: a-P има плътно опакована кубична решетка a = 0,185 nm; плътност 1828 kg/m3; точка на топене 44,2°С, точка на кипене 277°С; топлопроводимост 0,56 W/(m.K); моларен топлинен капацитет 23,82 J/(mol.K); температурен коефициент на линейно разширение 125.10 -6 K -1 ; По отношение на електрическите свойства белият фосфор е близък до диелектриците. При температура от 77,8 ° C и налягане от 0,1 MPa, a-P се трансформира в b-P (ромбична решетка, плътност 1880 kg / m 3). Нагряването на бял фосфор без достъп на въздух при 250-300 ° C в продължение на няколко часа води до образуването на червена модификация. Обикновеният търговски червен фосфор е практически аморфен, но при продължително нагряване може да се превърне в една от кристалните форми (триклинна, кубична) с плътност от 2000 до 2400 kg/m 3 и точка на топене 585-610 ° C. При сублимация (температура на сублимация 431°C) червеният фосфор се превръща в газ, при охлаждане на който се образува предимно бял фосфор. При нагряване на белия фосфор до 200-220°C под налягане от 1,2-1,7 GPa се образува черен фосфор. Този тип трансформация може да се извърши при нормално налягане (при 370°C), като се използва като катализатор, както и малко количество черен фосфор за зародиш. Черният фосфор е кристално вещество с ромбична решетка (a=0,331, b=0,438 и c=1,05 nm), плътност 2690 kg/m 3, точка на топене 1000 °C; от външен видподобен на графит; полупроводникови, диамагнитни. При нагряване до температура 560-580°C и налягане на наситените пари се превръща в червен фосфор.

Химически фосфор

Фосфорните атоми се комбинират в двуатомни (P 2) и четириатомни (P 4) полимерни молекули. Най-стабилните молекули при нормални условия са тези, съдържащи дълги вериги от взаимосвързани P4 тетраедри. В съединенията фосфорът има степен на окисление +5, +3, -3. Подобно на азота в химичните съединения, той образува главно ковалентни връзки. Фосфорът е химически активен елемент. Най-активна е бялата му модификация, която се самозапалва при температура около 40°C, поради което се съхранява под слой вода. Червеният фосфор се запалва при удар или триене. Черният фосфор е неактивен и трудно се запалва при запалване. Окислението на фосфора обикновено се придружава от хемилуминесценция. Когато фосфорът изгаря в излишък на кислород, се образува P 2 O 5, а когато има дефицит, се образува главно P 2 O 3. Фосфорът образува киселини: орто- (H 3 PO 4), полифосфорна (H n + 2 PO 3n + 1), фосфорна (H 3 PO 3), фосфорна (H 4 P 2 O 6), фосфорна (H 3 PO 2) , както и перкиселини: перфосфорна (H 4 P 2 O 8) и моноперфосфорна (H 3 PO 5).

Фосфорът реагира директно с всички халогени, освобождавайки големи количества топлина. Известни са фосфорните сулфиди и нитриди. При температура 2000°C фосфорът реагира с въглерод, образувайки карбид (PC 3); при нагряване на фосфора с метали - фосфиди. Белият фосфор и неговите съединения са силно токсични, ПДК 0,03 mg/m3.

Фосфор в природата

Средното съдържание на фосфор в земната кора (кларк) е 9.3.10 -2%, в ултраосновните скали е 1.7. 10 -2%, основни - 1.4.10 -2%, киселинни - 7.10 -2%, седиментни - 7.7.10 -2%. Фосфорът участва в магмените процеси и мигрира енергично в биосферата. И двата процеса са свързани с големите му натрупвания, образувайки индустриални находища на апатити - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) и фосфорити - аморфни Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) с различни примеси. Фосфорът е изключително важен биогенен елемент, който се натрупва от много организми. Процесите на концентрация на фосфор в земната кора са свързани с биогенна миграция. Познати са над 180 минерала, съдържащи фосфор.

Получаване и използване

В промишлен мащаб фосфорът се извлича от естествени фосфати чрез електротермична редукция с кокс при температури 1400-1600°C в присъствието на силициев диоксид (кварцов пясък); След почистване от прах, газообразният фосфор се изпраща в кондензационни агрегати, където течният технически бял фосфор се събира под слой вода. По-голямата част от произведения фосфор се преработва във фосфорна киселина и фосфорни торове и технически соли, получени на нейна основа. Широко използвани са соли на фосфорните киселини - фосфати и в малко по-малка степен - фосфити и хипофосфити. Белият фосфор се използва при производството на запалителни и димни снаряди; червено - при производство на мачове.

• Обозначение - P (Phosphorus);
• Период - III;
• Група - 15 (Va);
• Атомна маса - 30.973761;
• Атомен номер - 15;
• Атомен радиус = 128 pm;
• Ковалентен радиус = 106 pm;
• Електронно разпределение - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• температура на топене = 44,14°С;
• точка на кипене = 280°C;
• Електроотрицателност (според Pauling/според Alpred и Rochow) = 2.19/2.06;
• Степен на окисление: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Плътност (бр.) = 1,82 g/cm 3 (бял фосфор);
• Моларен обем = 17,0 cm3/mol.

Фосфорни съединения:

Фосфорът (носител на светлина) е получен за първи път от арабския алхимик Ахад Бехил през 12 век. От европейските учени първият, който открива фосфора, е германецът Хениг Брант през 1669 г., докато провежда експерименти с човешка урина в опити да извлече злато от нея (ученият смята, че златният цвят на урината се дължи на наличието на златни частици) . Малко по-късно фосфорът е получен от И. Кункел и Р. Бойл - последният го описва в статията си „Метод за приготвяне на фосфор от човешка урина“ (14 октомври 1680 г.; работата е публикувана през 1693 г.). По-късно Лавоазие доказва, че фосфорът е просто вещество.

Съдържанието на фосфор в земната кора е 0,08% от теглото - това е един от най-често срещаните химически елементи на нашата планета. Поради високата си активност, фосфорът в свободно състояние не се среща в природата, но е част от почти 200 минерала, най-често срещаните от които са апатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) и фосфорит Ca 3 (PO 4) 2.

Фосфорът играе важна роля в живота на животните, растенията и хората - той е част от такива биологични съединения като фосфолипидите, а също така присъства в протеините и други важни органични съединения като ДНК и АТФ.

ориз. Структурата на фосфорния атом.

Фосфорният атом съдържа 15 електрона и има електронна конфигурация на външното валентно ниво, подобна на азота (3s 2 3p 3), но фосфорът има по-слабо изразени неметални свойства в сравнение с азота, което се обяснява с наличието на свободна d-орбитала, по-голям атомен радиус и по-ниска йонизационна енергия.

Когато реагира с други химични елементи, фосфорният атом може да прояви степен на окисление от +5 до -3 (най-типичното състояние на окисление е +5, останалите са доста редки).

• +5 - фосфорен оксид P 2 O 5 (V); фосфорна киселина (H3PO4); фосфати, халогениди, сулфиди на фосфор V (соли на фосфорна киселина);
• +3 - P 2 O 3 (III); фосфорна киселина (H3PO3); фосфити, халогениди, сулфиди на фосфор III (соли на фосфорна киселина);
• 0 - P;
• -3 - фосфин PH 3; метални фосфиди.

В основното (невъзбудено) състояние на фосфорния атом на външно енергийно ниво има два сдвоени електрона в s-подниво + 3 несдвоени електрона в p-орбитали (d-орбиталата е свободна). Във възбудено състояние един електрон се премества от s-подниво към d-орбитала, което разширява валентните възможности на фосфорния атом.

ориз. Преминаване на фосфорния атом във възбудено състояние.

P2

Два фосфорни атома се комбинират, за да образуват молекула P2 при температура около 1000°C.

При по-ниски температури фосфорът съществува в четириатомни P4 молекули, както и в по-стабилни полимерни P∞ молекули.

Алотропни модификации на фосфора:

• Бял фосфор- изключително токсично (смъртоносната доза бял фосфор за възрастен е 0,05-0,15 g) восъчно вещество с мирис на чесън, безцветно, луминисцентно на тъмно (процесът на бавно окисление в P 4 O 6); високата реактивност на белия фосфор се обяснява със слаба R-R връзки(белият фосфор има молекулярна кристална решетка с формула P 4, в чиито възли са разположени фосфорни атоми), които са доста лесно разбити, в резултат на което белият фосфор при нагряване или по време на дългосрочно съхранение се превръща в по-стабилни полимерни модификации: червен и черен фосфор. Поради тези причини белият фосфор се съхранява без достъп на въздух под слой пречистена вода или в специални инертни среди.
• Жълт фосфор- запалимо, силно токсично вещество, не се разтваря във вода, лесно се окислява във въздуха и се запалва спонтанно, докато гори с яркозелен, ослепителен пламък с отделяне на гъст бял дим.
• Червен фосфор- полимерно, водонеразтворимо вещество със сложна структура, което има най-малка реактивност. Червеният фосфор се използва широко в промишленото производство, тъй като не е толкова отровен. Тъй като на открито червеният фосфор, абсорбирайки влагата, постепенно се окислява до образуване на хигроскопичен оксид („влажен“) и образува вискозна фосфорна киселина, следователно червеният фосфор се съхранява в херметически затворен контейнер. В случай на накисване червеният фосфор се почиства от остатъците от фосфорна киселина чрез измиване с вода, след което се изсушава и се използва по предназначение.
• Черен фосфор- мазно на допир графитоподобно вещество със сиво-черен цвят, с полупроводникови свойства - най-стабилната модификация на фосфор със средна реактивност.
• Метален фосфорполучен от черен фосфор под високо налягане. Металният фосфор провежда много добре електричество.

Химични свойства на фосфора

От всички алотропни модификации на фосфора най-активен е белият фосфор (P 4). Често в уравнението на химичните реакции пишем просто P, а не P4. Тъй като фосфорът, подобно на азота, има много варианти на степен на окисление, в някои реакции той е окислител, в други е редуциращ агент, в зависимост от веществата, с които взаимодейства.

ОкислителноФосфорът проявява свойствата си при реакции с метали, които възникват при нагряване до образуване на фосфиди:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2.

Фосфорът е редуциращ агентв реакции:

• с повече електроотрицателни неметали (кислород, сяра, халогени):
  • Фосфорни (III) съединения се образуват при липса на окислител
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • фосфорни съединения (V) - с излишък: кислород (въздух)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• с халогени и сяра, фосфорът образува халогениди и сулфид на 3- или 5-валентен фосфор, в зависимост от съотношението на реагентите, които се приемат в дефицит или излишък:
  • 2P+3Cl 2 (седмица) = 2PCl 3 - фосфорен (III) хлорид
  • 2P+3S(седмица) = P 2 S 3 - фосфорен (III) сулфид
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - фосфорен хлорид (V)
  • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - фосфорен сулфид (V)
• с концентрирана сярна киселина:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• с концентрирана азотна киселина:
  P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
• с разредена азотна киселина:
  3P+5HNO3 +2H2O = 3H3PO4 +5NO

Фосфорът действа както като окислител, така и като редуциращ агент в реакциите диспропорционалностс водни разтвори на основи при нагряване, образувайки (с изключение на фосфин) хипофосфити (соли на хипофосфорна киселина), в които проявява нехарактерно състояние на окисление +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

ТРЯБВА ДА ЗАПОМНЕТЕ: фосфорът не реагира с други киселини, с изключение на реакциите, посочени по-горе.

Производство и използване на фосфор

Фосфорът се произвежда промишлено чрез редуцирането му с кокс от фосфорити (флуорапатати), които включват калциев фосфат, чрез калцинирането им в електрически пещи при температура 1600 ° C с добавяне на кварцов пясък:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

В първия етап на реакцията, под въздействието на висока температура, силициевият (IV) оксид измества фосфорния (V) оксид от фосфата:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

След това фосфорният (V) оксид се редуцира от въглища до свободен фосфор:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Приложение на фосфора:

• пестициди;
• кибрит;
• почистващи препарати;
• бои;
• полупроводници.

Въведение

Фосфорът (лат. Phosphorus) P е химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 15, атомна маса 30,973762 (4). Нека разгледаме структурата на фосфорния атом. Външното енергийно ниво на фосфорния атом съдържа пет електрона. Графично изглежда така:

1s 2 2s 2 2стр 6 3s 2 3стр 3 3d 0

През 1699 г. хамбургският алхимик X. Бранд, в търсене на „философски камък“, за който се предполага, че може да превръща неблагородните метали в злато, при изпаряване на урината с въглища и пясък, изолира бяло восъчно вещество, което може да свети.

Името "фосфор" идва от гръцки. “phos” - светлина и “phoros” - носител. В Русия терминът „фосфор“ е въведен през 1746 г. от М.В. Ломоносов.

Основните фосфорни съединения включват оксиди, киселини и техните соли (фосфати, дихидрогенфосфати, хидрогенфосфати, фосфиди, фосфити).

В торовете се съдържат много фосфор-съдържащи вещества. Такива торове се наричат ​​фосфорни торове.

Фосфорът като елемент и като просто вещество

Фосфор в природата

Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесното си окисление, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения. Основните фосфорни минерали са фосфорити и апатити, от последните най-често срещаният е флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2. Фосфоритите са широко разпространени в Урал, Поволжието, Сибир, Казахстан, Естония и Беларус. Най-големите находища на апатит се намират на полуостров Кола.

Фосфорът е необходим елемент на живите организми. Той присъства в костите, мускулите, мозъчната тъкан и нервите. Молекулите на АТФ са изградени от фосфор – аденозинтрифосфорна киселина (АТФ е колектор и носител на енергия). Тялото на възрастен човек съдържа средно около 4,5 kg фосфор, главно в комбинация с калций.

Фосфорът се намира и в растенията.

Естественият фосфор се състои само от един стабилен изотоп 31 R. Днес са известни шест радиоактивни изотопа на фосфора.

Физични свойства

Фосфорът има няколко алотропни модификации - бял, червен, черен, кафяв, виолетов фосфор и др. Най-изследвани са първите три от тях.

Бял фосфор- безцветно кристално вещество с жълтеникав оттенък, което свети на тъмно. Плътността му е 1,83 g/cm3. Неразтворим във вода, разтворим във въглероден дисулфид. Има характерна миризма на чесън. Точка на топене 44°C, температура на самозапалване 40°C. За да се предпази белият фосфор от окисляване, той се съхранява под вода на тъмно (на светлина се превръща в червен фосфор). На студено белият фосфор е крехък, при температури над 15°C става мек и може да се реже с нож.

Молекулите на белия фосфор имат кристална решетка, в чиито възли има молекули P 4, оформени като тетраедър.

Всеки фосфорен атом е свързан с три?-връзки с останалите три атома.

Белият фосфор е отровен и причинява трудно заздравяващи изгаряния.

Червен фосфор- прахообразно вещество с тъмночервен цвят, без мирис, неразтворимо във вода и въглероден дисулфид и не свети. Температура на запалване 260°C, плътност 2,3 g/cm 3 . Червеният фосфор е смес от няколко алотропни модификации, които се различават по цвят (от червено до виолетово). Свойствата на червения фосфор зависят от условията на неговото производство. Не е отровен.

Черен фосфоризглежда като графит, усеща се мазен на допир и има полупроводникови свойства. Плътност 2,7 g/cm3.

Червеният и черният фосфор имат атомна кристална решетка.

Химични свойства

Фосфорът е неметал. В съединенията обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко - +3 и -3 (само във фосфиди).

Реакциите с бял фосфор са по-лесни, отколкото с червения фосфор.

I. Взаимодействие с прости вещества.

1. Взаимодействие с халогени:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (фосфорен (III) хлорид),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (фосфорен (V) хлорид).

2. Взаимодействие с неметали:

2P + 3S = P 2 S 3 (фосфорен (III) сулфид.

3. Взаимодействие с метали:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (калциев фосфид).

4. Взаимодействие с кислород:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (фосфорен (V) оксид, фосфорен анхидрид).

II. Взаимодействие със сложни вещества.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.

разписка

Фосфорът се получава от натрошени фосфорити и апатити, като последните се смесват с въглища и пясък и се калцинират в пещи при 1500 ° C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.

Фосфорът се отделя под формата на пара, която кондензира в приемника под вода, образувайки бял фосфор.

При нагряване до 250-300°C без достъп на въздух белият фосфор се превръща в червен.

Черният фосфор се получава чрез продължително нагряване на бял фосфор при много високо налягане (200°C и 1200 MPa).

Приложение

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит (вижте снимката). Той е част от сместа, нанесена върху страничната повърхност на кибритената кутия. Основният компонент на кибритената глава е бертолетовата сол KClO 3 . Поради триенето на кибритената глава върху смазката, фосфорните частици във въздуха се запалват. В резултат на реакцията на окисляване на фосфора се отделя топлина, което води до разлагането на бертолетовата сол.

Полученият кислород помага за запалването на кибритената глава.

Фосфорът се използва в металургията. Използва се за производство на проводници и е компонент на някои метални материали, като калаен бронз.

Фосфорът се използва и при производството на фосфорна киселина и пестициди (дихлорвос, хлорофос и др.).

Белият фосфор се използва за създаване на димни завеси, тъй като при изгарянето му се образува бял дим.

Сред биогенните елементи трябва да се отдели специално място на фосфора. В края на краищата, без него е невъзможно да съществуват такива жизненоважни съединения като, например, АТФ или фосфолипиди, както и много други. В същото време неорганичните вещества на този елемент са много богати на различни молекули. Фосфорът и неговите съединения се използват широко в промишлеността, важни са участници в биологичните процеси и се използват в голямо разнообразие от човешки дейности. Затова нека разгледаме какъв е този елемент, какво е неговото просто вещество и най-важните съединения.

Фосфор: обща характеристика на елемента

Позицията в периодичната таблица може да бъде описана в няколко точки.

1. Пета група, основна подгрупа.
2. Трети малък период.
3. Сериен номер - 15.
4. Атомна маса - 30.974.
5. Електронната конфигурация на атома е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Възможните степени на окисление са от -3 до +5.
7. Химически символ - P, произношение във формули "pe". Името на елемента е фосфор. Латинското име Phosphorus.

Историята на откриването на този атом датира от далечния 12 век. Дори в записите на алхимиците имаше информация, която говори за производството на неизвестно „светещо“ вещество. Официалната дата за синтеза и откриването на фосфор обаче е 1669 г. Фалиралият търговец Бранд, в търсене на философския камък, случайно синтезира вещество, способно да излъчва блясък и да гори с ярък, ослепителен пламък. Той направи това чрез многократно калциниране на човешка урина.

След това този елемент е получен независимо един от друг, като се използват приблизително същите методи:

• И. Кункел;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграф;
• К. Шееле;
• А. Лавоазие.

Днес един от най-популярните методи за синтезиране на това вещество е редукция от съответните фосфор-съдържащи минерали при високи температури под въздействието на въглероден оксид и силициев диоксид. Процесът се извършва в специални пещи. Фосфорът и неговите съединения са много важни вещества както за живите същества, така и за много синтези в химическата промишленост. Следователно трябва да разгледаме какво представлява този елемент като просто вещество и къде се намира в природата.

Просто вещество фосфор

Трудно е да се посочи конкретно съединение, когато става дума за фосфор. Това се обяснява с многобройните алотропни модификации, които има този елемент. Има четири основни вида на простото вещество фосфор.

1. Бяло. Това е съединение, чиято формула е P4. Това е бяло летливо вещество с остър, неприятен мирис на чесън. Спонтанно се запалва във въздуха при нормални температури. Гори със светеща бледозелена светлина. Много отровен и животозастрашаващ. Химическата активност е изключително висока, затова се получава и съхранява под слой пречистена вода. Това е възможно поради слабата разтворимост в полярни разтворители. Въглеродният дисулфид и органичните вещества са най-подходящи за тази цел за бял фосфор. При нагряване може да се трансформира в следващата алотропна форма – червен фосфор. Когато парата кондензира и се охлади, тя може да образува слоеве. На пипане са мазни, меки, режат се лесно с нож, бели (леко жълтеникави). Точка на топене 44 0 С. Благодарение на химичната си активност се използва в синтези. Но поради своята токсичност, той не се използва широко промишлено.
2. Жълто. Това е слабо пречистена форма на бял фосфор. Той е още по-отровен и също мирише неприятно на чесън. Той се запалва и гори с ярък светещ зелен пламък. Тези жълти или кафяви кристали изобщо не се разтварят във вода; при пълно окисляване те отделят облаци бял дим със състав P4O10.
3. Червеният фосфор и неговите съединения са най-често срещаната и най-често използваната модификация на това вещество в индустрията. Пастообразната червена маса, която при повишено налягане може да се превърне във вид на лилави кристали, е химически неактивна. Това е полимер, който може да се разтваря само в определени метали и в нищо друго. При температура 250 0 С сублимира, превръщайки се в бяла модификация. Не е толкова отровен, колкото предишните форми. Въпреки това, при продължително излагане на тялото е токсичен. Използва се за нанасяне на запалително покритие върху кибритени кутии. Това се обяснява с факта, че не може да се запали спонтанно, но при денотация и триене избухва (запалва).
4. черен. На външен вид много напомня на графит и също е мазен на пипане. Това е полупроводник на електрически ток. Тъмни кристали, лъскави, които изобщо не могат да се разтворят в никакви разтворители. За да се запали са необходими много високи температури и предварително загряване.

Интересна е и наскоро откритата форма на фосфора – метална. Той е проводник и има кубична кристална решетка.

Химични свойства

Химичните свойства на фосфора зависят от формата, в която се намира. Както бе споменато по-горе, жълтите и белите модификации са най-активни. Като цяло фосфорът може да взаимодейства с:

• метали, образуващи фосфиди и действащи като окислител;
• неметали, действащи като редуциращи агенти и образуващи летливи и нелетливи съединения от различни видове;
• силни окислители, превръщащи се във фосфорна киселина;
• с концентрирани каустични алкали според вида на диспропорционирането;
• с вода при много високи температури;
• с кислород за образуване на различни оксиди.

Химичните свойства на фосфора са подобни на тези на азота. в крайна сметка той е част от групата на пниктогена. Въпреки това активността е с няколко порядъка по-висока, поради разнообразието от алотропни модификации.

Да бъдеш сред природата

Като хранително вещество фосфорът е много изобилен. Процентът му в земната кора е 0,09%. Това е доста голяма цифра. Къде се намира този атом в природата? Има няколко основни места:

• зелената част на растенията, техните семена и плодове;
• животински тъкани (мускули, кости, зъбен емайл, много важни органични съединения);
• земна кора;
• почва;
• скали и минерали;
• морска вода.

В този случай можем да говорим само за обвързани форми, но не и за проста субстанция. В крайна сметка той е изключително активен и това не му позволява да бъде свободен. Сред най-богатите на фосфор минерали са:

• английски;
• флуоропаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и др.

Биологичното значение на този елемент не може да бъде надценено. В крайна сметка той е част от такива съединения като:

• протеини;
• фосфолипиди;
• фосфопротеини;
• ензими.

Тоест всички онези, които са жизненоважни и от които е изградено цялото тяло. Дневна нормаза типичен възрастен, около 2 грама.

Фосфор и неговите съединения

Като много активен елемент, този елемент образува много различни вещества. В края на краищата той образува фосфиди и сам действа като редуциращ агент. Поради това е трудно да се назове елемент, който би бил инертен, когато реагира с него. Следователно формулите на фосфорните съединения са изключително разнообразни. Могат да се цитират няколко класа вещества, в образуването на които той участва активно.

1. Бинарни съединения - оксиди, фосфиди, летливи водородни съединения, сулфиди, нитриди и др. Например: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 и други.
2. Сложни вещества: соли от всички видове (средни, киселинни, основни, двойни, сложни), киселини. Пример: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 и други.
3. Кислородсъдържащи органични съединения: протеини, фосфолипиди, АТФ, ДНК, РНК и др.

Повечето от посочените типове вещества имат важно индустриално и биологично значение. Използването на фосфор и неговите съединения е възможно както за медицински цели, така и за производството на съвсем обикновени битови предмети.

Връзки с метали

Бинарните съединения на фосфора с метали и по-малко електроотрицателни неметали се наричат ​​фосфиди. Това са вещества, подобни на соли, които са изключително нестабилни, когато са изложени на различни агенти. Дори обикновената вода предизвиква бързо разлагане (хидролиза).

В допълнение, под въздействието на неконцентрирани киселини, веществото също се разлага на съответните продукти. Например, ако говорим за хидролиза на калциев фосфид, продуктите ще бъдат метален хидроксид и фосфин:

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

И като подлагаме фосфида на разлагане под действието на минерална киселина, получаваме съответната сол и фосфин:

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

Като цяло стойността на разглежданите съединения се състои именно във факта, че в резултат на това се образува водородно съединение на фосфора, чиито свойства ще бъдат разгледани по-долу.

Летливи вещества на базата на фосфор

Има две основни:

• бял фосфор;
• фосфин

Вече споменахме първото по-горе и дадохме характеристиките. Те казаха, че това е плътен бял дим, силно отровен, миришещ неприятно и при нормални условия се самозапалва.

Но какво е фосфин? Това е най-често срещаното и добре известно летливо вещество, което включва въпросния елемент. Той е двоичен, а вторият участник е водород. Формулата на водородното съединение на фосфора е PH 3, името е фосфин.

Свойствата на това вещество могат да бъдат описани по следния начин.

1. Летлив безцветен газ.
2. Много отровен.
3. Има миризма на гнила риба.
4. Не взаимодейства с водата и се разтваря много слабо в нея. Добре разтворим в органични вещества.
5. При нормални условия той е много химически активен.
6. Самозапалва се във въздуха.
7. Образува се при разлагането на метални фосфиди.

Друго име е фосфан. С него са свързани истории от древни времена. Цялото нещо е нещо, което хората понякога са виждали и виждат сега в гробищата и блатата. Топчестите или подобни на свещи светлини, които се появяват тук и там, създавайки впечатление за движение, се смятаха за лоша поличба и суеверните хора се страхуваха много от тях. Причината за това явление, според съвременните възгледи на някои учени, може да се счита за спонтанно запалване на фосфин, който се образува естествено по време на разлагането на органични остатъци, както растителни, така и животински. Газът излиза и при контакт с кислорода във въздуха се запалва. Цветът и размерът на пламъка може да варират. Най-често това са зеленикави ярки светлини.

Очевидно всички летливи фосфорни съединения са токсични вещества, които могат лесно да бъдат открити по тяхната остра, неприятна миризма. Този знак помага да се избегне отравяне и неприятни последици.

Съединения с неметали

Ако фосфорът се държи като редуциращ агент, тогава трябва да говорим за бинарни съединения с неметали. Най-често те се оказват по-електроотрицателни. Така че можем да различим няколко вида вещества от този вид:

• съединение на фосфор и сяра - фосфорен сулфид P 2 S 3;
• фосфорен хлорид III, V;
• оксиди и анхидрид;
• бромид и йодид и други.

Химическият състав на фосфора и неговите съединения е разнообразен, така че е трудно да се идентифицират най-важните от тях. Ако говорим конкретно за веществата, които се образуват от фосфор и неметали, тогава оксидите и хлоридите с различен състав са от най-голямо значение. Те се използват в химическия синтез като агенти за отстраняване на водата, като катализатори и т.н.

И така, един от най-мощните изсушители е най-високият - P 2 O 5. Толкова силно привлича водата, че при директен контакт с нея настъпва бурна реакция със силен шум. Самото вещество е бяла снежна маса, агрегатното му състояние е по-близко до аморфното.

Известно е, че органичната химия далеч надхвърля неорганичната химия по отношение на броя на съединенията. Това се обяснява с явлението изомерия и способността на въглеродните атоми да образуват вериги от атоми с различни структури, затварящи се един с друг. Естествено, има определен ред, тоест класификация, на която се подчинява цялата органична химия. Класовете съединения са различни, но ние се интересуваме от едно конкретно, пряко свързано с въпросния елемент. С фосфор е. Те включват:

• коензими - NADP, ATP, FMN, пиридоксал фосфат и други;
• протеини;
• нуклеинови киселини, тъй като остатъкът от фосфорна киселина е част от нуклеотида;
• фосфолипиди и фосфопротеини;
• ензими и катализатори.

Типът йон, в който фосфорът участва в образуването на молекулата на тези съединения, е PO 4 3-, тоест това е киселинният остатък на фосфорната киселина. Някои протеини го съдържат под формата на свободен атом или прост йон.

За нормалното функциониране на всеки жив организъм този елемент и образуваните от него органични съединения са изключително важни и необходими. В крайна сметка без протеинови молекули е невъзможно да се изгради нито една структурна част на тялото. А ДНК и РНК са основните носители и преносители на наследствената информация. По принцип всички връзки трябва да са налице.

Приложение на фосфора в промишлеността

Използването на фосфор и неговите съединения в промишлеността може да се характеризира в няколко точки.

1. Използва се в производството на кибрит, експлозивни съединения, запалителни бомби, някои видове горива и смазочни материали.
2. Като газов абсорбер, а също и в производството на лампи с нажежаема жичка.
3. За защита на металите от корозия.
4. В селското стопанство като почвени торове.
5. Като омекотител за вода.
6. В химичните синтези при производството на различни вещества.

Неговата роля в живите организми се свежда до участие в процесите на образуване на зъбния емайл и костите. Участие в анаболни и катаболни реакции, както и поддържане на буферирането на вътрешната среда на клетката и биологичните течности. Той е в основата на синтеза на ДНК, РНК и фосфолипиди.