Printre elementele biogene, un loc special ar trebui acordat fosforului. La urma urmei, fără el este imposibil să existe astfel de compuși vitali, cum ar fi, de exemplu, ATP sau fosfolipide, precum și mulți alții.În același timp, substanțele anorganice ale acestui element sunt foarte bogate în diferite molecule. Fosforul și compușii săi sunt utilizați pe scară largă în industrie, sunt participanți importanți la procesele biologice și sunt utilizați într-o mare varietate de activități umane. Prin urmare, să luăm în considerare ce este acest element, care este substanța sa simplă și cei mai importanți compuși.

Fosfor: caracteristici generale ale elementului

Poziția în tabelul periodic poate fi descrisă în mai multe puncte.

1. Al cincilea grup, subgrupul principal.
2. A treia perioadă mică.
3. Număr de serie - 15.
4. Masa atomică - 30.974.
5. Configurația electronică a atomului este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Starile de oxidare posibile sunt de la -3 la +5.
7. Simbol chimic - P, pronunție în formule „pe”. Numele elementului este fosfor. Nume latin Fosfor.

Istoria descoperirii acestui atom datează din îndepărtatul secol al XII-lea. Chiar și în înregistrările alchimiștilor, existau informații care vorbeau despre producerea unei substanțe „luminoase” necunoscute. Cu toate acestea, data oficială pentru sinteza și descoperirea fosforului a fost 1669. Comerciantul falimentar Brand, în căutarea pietrei filozofale, a sintetizat accidental o substanță capabilă să emită o strălucire și să ardă cu o flacără strălucitoare, orbitoare. A făcut asta calcinând în mod repetat urina umană.

După aceasta, acest element a fost obținut independent unul de celălalt folosind aproximativ aceleași metode:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Astăzi, una dintre cele mai populare metode de sinteză a acestei substanțe este reducerea mineralelor corespunzătoare care conțin fosfor la temperaturi ridicate sub influența monoxidului de carbon și a silicei. Procesul se realizează în cuptoare speciale. Fosforul și compușii săi sunt substanțe foarte importante atât pentru ființe vii, cât și pentru multe sinteze din industria chimică. Prin urmare, ar trebui să luăm în considerare ce este acest element ca substanță simplă și unde se găsește în natură.

Substanță simplă fosfor

Este dificil să denumim vreun compus specific când vine vorba de fosfor. Acest lucru se explică prin numeroasele modificări alotropice pe care le are acest element. Există patru tipuri principale de substanță simplă fosfor.

1. Alb. Acesta este un compus a cărui formulă este P4. Este o substanță volatilă albă, cu un miros ascuțit, neplăcut de usturoi. Se aprinde spontan în aer la temperaturi normale. Arde cu o lumină verde pal strălucitoare. Foarte otrăvitoare și pune viața în pericol. Activitatea chimică este extrem de ridicată, astfel că se obține și se depozitează sub un strat de apă purificată. Acest lucru este posibil din cauza solubilității slabe în solvenți polari. Disulfura de carbon și substanțele organice sunt cele mai potrivite în acest scop pentru fosforul alb. Când este încălzit, se poate transforma în următoarea formă alotropică - fosfor roșu. Când vaporii se condensează și se răcesc, pot forma straturi. La atingere sunt grase, moi, ușor de tăiat cu un cuțit, albe (ușor gălbui). Punct de topire 44 0 C. Datorita activitatii sale chimice este folosit in sinteze. Dar, datorită toxicității sale, nu este utilizat pe scară largă industrial.
2. Galben. Este o formă slab purificată de fosfor alb. Este și mai otrăvitoare și, de asemenea, miroase neplăcut a usturoi. Se aprinde și arde cu o flacără verde strălucitoare. Aceste cristale galbene sau maro nu se dizolvă deloc în apă; la oxidarea completă, emit nori de fum alb cu compoziția P4O10.
3. Fosforul roșu și compușii săi sunt cea mai comună și mai des utilizată modificare a acestei substanțe în industrie. Masa roșie păstoasă, care la presiune ridicată se poate transforma în cristale violet, este inactivă din punct de vedere chimic. Acesta este un polimer care se poate dizolva numai în anumite metale și nimic altceva. La o temperatură de 250 0 C se sublimează, transformându-se într-o modificare albă. Nu la fel de otrăvitoare ca formele anterioare. Cu toate acestea, cu expunerea prelungită la organism este toxic. Este folosit pentru aplicarea unui strat de aprindere pe cutiile de chibrituri. Acest lucru se explică prin faptul că nu se poate aprinde spontan, dar în timpul denotației și frecării explodează (se aprinde).
4. Negru. În aparență, amintește foarte mult de grafit și este, de asemenea, gras la atingere. Este un semiconductor al curentului electric. Cristale întunecate, strălucitoare, care nu se pot dizolva deloc în niciun solvenți. Pentru ca acesta să se aprindă, sunt necesare temperaturi foarte ridicate și preîncălzire.

Interesantă este și forma recent descoperită a fosforului - metalic. Este un conductor și are o rețea cristalină cubică.

Proprietăți chimice

Proprietățile chimice ale fosforului depind de forma în care se găsește. După cum am menționat mai sus, modificările galben și alb sunt cele mai active. În general, fosforul este capabil să interacționeze cu:

• metale, formând fosfuri și acționând ca un agent de oxidare;
• nemetale, care acționează ca agent reducător și formează compuși volatili și nevolatili de diferite tipuri;
• agenți oxidanți puternici, transformându-se în acid fosforic;
• cu alcaline caustice concentrate în funcție de tipul de disproporționare;
• cu apă la temperaturi foarte ridicate;
• cu oxigen pentru a forma diverși oxizi.

Proprietățile chimice ale fosforului sunt similare cu cele ale azotului. la urma urmei, face parte din grupul pnictogenului. Cu toate acestea, activitatea este cu câteva ordine de mărime mai mare, datorită diversității modificărilor alotropice.

Fiind în natură

Ca nutrient, fosforul este foarte abundent. Procentul său în scoarța terestră este de 0,09%. Aceasta este o cifră destul de mare. Unde se găsește acest atom în natură? Există mai multe locuri principale:

• partea verde a plantelor, semințele și fructele acestora;
• țesuturi animale (mușchi, oase, smalț al dinților, mulți compuși organici importanți);
• Scoarta terestra;
• pamantul;
• roci și minerale;
• apa de mare.

În acest caz, putem vorbi doar despre forme legate, dar nu despre substanță simplă. La urma urmei, este extrem de activ, iar acest lucru nu-i permite să fie liber. Printre mineralele cele mai bogate în fosfor se numără:

• Engleză;
• fluoropaptită;
• svanbergit;
• fosforit și altele.

Semnificația biologică a acestui element nu poate fi supraestimată. La urma urmei, face parte din compuși precum:

• proteine;
• fosfolipide;
• fosfoproteine;
• enzime.

Adică toate cele care sunt vitale și din care este construit întregul corp. Necesarul zilnic pentru un adult obișnuit este de aproximativ 2 grame.

Fosforul și compușii săi

Fiind un element foarte activ, acest element formează multe substanțe diferite. La urma urmei, formează fosfuri și el însuși acționează ca un agent reducător. Datorită acestui fapt, este dificil de a numi un element care ar fi inert atunci când ar reacționa cu el. Prin urmare, formulele compușilor fosforului sunt extrem de diverse. Pot fi citate mai multe clase de substanțe în formarea cărora este un participant activ.

1. Compuși binari - oxizi, fosfuri, compuși volatili cu hidrogen, sulfuri, nitruri și altele. De exemplu: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 și altele.
2. Substante complexe: saruri de toate tipurile (medii, acide, bazice, duble, complexe), acizi. Exemplu: H3P04, Na3P04, H4P206, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HP04 şi alţii.
3. Compuși organici care conțin oxigen: proteine, fosfolipide, ATP, ADN, ARN și altele.

Cele mai multe dintre tipurile de substanțe desemnate au o semnificație industrială și biologică importantă. Utilizarea fosforului și a compușilor săi este posibilă atât în ​​scopuri medicale, cât și pentru fabricarea de articole de uz casnic destul de obișnuite.

Conexiuni la metale

Compușii binari ai fosforului cu metale și nemetale mai puțin electronegative se numesc fosfuri. Acestea sunt substanțe asemănătoare sării care sunt extrem de instabile atunci când sunt expuse la diverși agenți. Chiar și apa obișnuită provoacă descompunere rapidă (hidroliza).

În plus, sub influența acizilor neconcentrați, substanța se descompune și în produșii corespunzători. De exemplu, dacă vorbim despre hidroliza fosfurei de calciu, produsele vor fi hidroxid de metal și fosfină:

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

Și supunând fosfura la descompunere sub acțiunea acidului mineral, obținem sarea și fosfina corespunzătoare:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCL2 + 2PH3

În general, valoarea compușilor luați în considerare rezidă tocmai în faptul că, ca urmare, se formează un compus hidrogen al fosforului, ale cărui proprietăți vor fi discutate mai jos.

Volatile pe bază de fosfor

Există două principale:

• fosfor alb;
• fosfină

Am menționat deja pe primul mai sus și date caracteristicile. Ei au spus că era un fum alb gros, foarte otrăvitor, mirosind neplăcut și care se aprinde singur în condiții normale.

Dar ce este fosfina? Aceasta este cea mai comună și mai cunoscută substanță volatilă, care include elementul în cauză. Este binar, iar al doilea participant este hidrogenul. Formula compusului hidrogen al fosforului este PH 3, numele este fosfină.

Proprietățile acestei substanțe pot fi descrise după cum urmează.

1. Gaz volatil incolor.
2. Foarte otravitoare.
3. Are miros de pește putred.
4. Nu interacționează cu apa și se dizolvă foarte slab în ea. Bine solubil în materie organică.
5. În condiții normale, este foarte activ din punct de vedere chimic.
6. Se autoaprinde în aer.
7. Formată în timpul descompunerii fosfurilor metalice.

Un alt nume este fosfan. Poveștile din cele mai vechi timpuri sunt asociate cu el. Totul este ceva pe care oamenii l-au văzut și văd uneori acum în cimitire și mlaștini. Luminile în formă de minge sau în formă de lumânare care apar ici și colo, dând impresia de mișcare, erau considerate un semn rău și erau foarte temute de oamenii superstițioși. Motivul acestui fenomen, conform concepțiilor moderne ale unor oameni de știință, poate fi considerat arderea spontană a fosfinei, care se formează în mod natural în timpul descompunerii reziduurilor organice, atât vegetale, cât și animale. Gazul iese și, venind în contact cu oxigenul din aer, se aprinde. Culoarea și dimensiunea flăcării pot varia. Cel mai adesea, acestea sunt lumini strălucitoare verzui.

Evident, toți compușii volatili ai fosforului sunt substanțe toxice care pot fi ușor detectate prin mirosul lor ascuțit, neplăcut. Acest semn ajută la evitarea otrăvirii și a consecințelor neplăcute.

Compuși cu nemetale

Dacă fosforul se comportă ca un agent reducător, atunci ar trebui să vorbim despre compuși binari cu nemetale. Cel mai adesea, se dovedesc a fi mai electronegative. Deci, putem distinge mai multe tipuri de substanțe de acest fel:

• un compus de fosfor și sulf - sulfură de fosfor P 2 S 3;
• clorură de fosfor III, V;
• oxizi și anhidridă;
• bromură și iodură și altele.

Chimia fosforului și a compușilor săi este variată, așa că este dificil să îi identifici pe cei mai importanți dintre ei. Dacă vorbim în mod specific despre substanțele care se formează din fosfor și nemetale, atunci oxizii și clorurile de diferite compoziții sunt de cea mai mare importanță. Sunt folosiți în sinteze chimice ca agenți de îndepărtare a apei, ca catalizatori și așa mai departe.

Deci, unul dintre cei mai puternici agenți de uscare este cel mai ridicat - P 2 O 5. Atrage apa atât de puternic încât la contactul direct cu ea are loc o reacție violentă cu zgomot puternic. Substanța în sine este o masă albă asemănătoare zăpezii, starea sa de agregare este mai aproape de amorfă.

Se știe că chimia organică depășește cu mult chimia anorganică în ceea ce privește numărul de compuși. Acest lucru se explică prin fenomenul de izomerie și prin capacitatea atomilor de carbon de a forma lanțuri de atomi de structuri diferite, închizându-se între ele. Desigur, există o anumită ordine, adică o clasificare la care este supusă toată chimia organică. Clasele de compuși sunt diferite, totuși, ne interesează una anume, direct legată de elementul în cauză. Este cu fosfor. Acestea includ:

• coenzime - NADP, ATP, FMN, piridoxal fosfat și altele;
• proteine;
• acizi nucleici, deoarece restul de acid fosforic este parte a nucleotidei;
• fosfolipide și fosfoproteine;
• enzime și catalizatori.

Tipul de ion în care fosforul participă la formarea moleculei acestor compuși este PO 4 3-, adică este reziduul acid al acidului fosforic. Unele proteine ​​îl conțin sub formă de atom liber sau ion simplu.

Pentru funcționarea normală a fiecărui organism viu, acest element și compușii organici pe care îi formează sunt extrem de importanți și necesari. La urma urmei, fără molecule de proteine ​​este imposibil să construiești o singură parte structurală a corpului. Iar ADN-ul și ARN-ul sunt principalii purtători și transmițători de informații ereditare. În general, toate conexiunile trebuie să fie prezente.

Aplicarea fosforului în industrie

Utilizarea fosforului și a compușilor săi în industrie poate fi caracterizată în mai multe puncte.

1. Folosit la producerea de chibrituri, compuși explozivi, bombe incendiare, unele tipuri de combustibil și lubrifianți.
2. Ca absorbant de gaz și, de asemenea, în fabricarea lămpilor cu incandescență.
3. Pentru a proteja metalele împotriva coroziunii.
4. În agricultură ca îngrășăminte pentru sol.
5. Ca dedurizator de apă.
6. În sintezele chimice în producerea diferitelor substanţe.

Rolul său în organismele vii se reduce la participarea la procesele de formare a smalțului dentar și a oaselor. Participarea la reacții anabolice și catabolice, precum și menținerea tamponării mediului intern al celulei și fluidelor biologice. Este baza pentru sinteza ADN-ului, ARN-ului și fosfolipidelor.

Fosforul a fost descoperit de alchimistul din Hamburg Henning Brand în 1669, deși există dovezi că alchimiștii arabi au reușit să obțină fosfor în secolul al XII-lea. Ca și alți alchimiști, Brand a încercat să găsească elixirul vieții sau piatra filosofală. Prin încălzirea unui amestec de nisip alb și urină evaporată, el a obținut o substanță care strălucea în întuneric, numită mai întâi „foc rece”. Numele secundar „fosfor” provine din cuvintele grecești „phos” – lumină și „fero” – eu port. Lavoisier a demonstrat că fosforul este o substanță simplă.

Fiind în natură, primind:

Fosforul este unul dintre cele mai comune elemente din scoarța terestră, conținutul său fiind de 0,08-0,09% din masa sa. Nu se găsește în stare liberă datorită activității sale chimice ridicate. Formează aproximativ 190 de minerale, dintre care cele mai importante sunt apatita Ca 5 (PO 4) 3 F, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 și altele. Fosforul se găsește în toate părțile plantelor verzi, chiar mai mult în fructe și semințe. Conținut în țesuturile animale, face parte din proteine ​​și alți compuși organici esențiali (ATP) și este un element al vieții.
Fosforul se obține din apatite sau fosforite ca urmare a interacțiunii cu cocs și nisip la o temperatură de 1500°C:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Vaporii de fosfor alb rezultați sunt condensați într-un recipient sub apă. În loc de fosforiți, alți compuși pot fi redusi, de exemplu, acidul metafosforic:
4HPO3 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO

Proprietăți fizice:

Fosforul elementar în condiții obișnuite reprezintă câteva modificări alotropice stabile; Problema alotropiei fosforului este complexă și nu este complet rezolvată. De obicei, există patru modificări ale unei substanțe simple - alb, roșu (vezi figura), fosfor negru și metalic. Uneori sunt numite și modificările alotropice principale, ceea ce implică faptul că toate celelalte sunt o varietate a acestor patru. În condiții normale, există doar trei modificări alotropice ale fosforului.
Fosfor alb, fosforul în stare lichidă și dizolvată, precum și în vapori până la 800°C, este format din molecule de P 4. Când sunt încălzite peste 800 °C, moleculele se disociază: P 4 = 2P 2. La temperaturi peste 2000°C, moleculele se descompun în atomi.
Fosfor roșu are formula (P 4) n și este un polimer cu structură complexă, are nuanțe de la roșu-violet până la violet, solubil în metale topite (Bi, Pb).
Fosfor negru- aceasta este forma cea mai stabila, o substanta cu un luciu metalic, grasa la atingere si foarte asemanatoare grafitului, insolubila in apa sau solventi organici, semiconductor.

Proprietăți chimice:

Proprietățile chimice ale fosforului sunt în mare măsură determinate de modificarea sa alotropică. Fosforul alb este foarte activ; în procesul de tranziție la fosfor roșu și negru, activitatea chimică scade brusc. Fosforul alb strălucește în întuneric în aer; strălucirea se datorează oxidării vaporilor de fosfor pentru a reduce oxizi.
Când fosforul alb arde, se formează anhidridă de fosfor. Fosforul interacționează cu halogenii și sulful, acidul azotic și alcalii. Poate fi atât un agent reducător, cât și un agent oxidant

Cele mai importante conexiuni:

Oxid de fosfor (V)., P2O5 sau anhidrida fosforică este o substanță cristalină albă. Compoziția actuală a moleculei de oxid de fosfor (V) corespunde formulei P 4 O 10. Anhidrida fosforică absoarbe cu lăcomie apa și, în funcție de raportul dintre numărul de molecule de apă și oxidul de fosfor (V) P 2 O 5, se formează mai multe tipuri de acizi fosforici: meta- și ortofosforici, difosforic, precum și un grup mare de acizi polifosforici. Puterea acizilor polifosforici crește odată cu numărul de atomi de fosfor.
Când P 2 O 5 interacționează cu apa în condiții normale, se dovedește metafosforic acid HPO 3:
P4O10 + 2H20 = 4HP03
iar la încălzirea unei soluții apoase de acid metafosforic se formează ortofosforic acid H3PO4:
HPO3 + H20 = H3P04
Oxid de fosfor (III)., P 2 O 3 - o substanță incoloră, cristalină, foarte toxică, cu miros neplăcut, punct de topire 23,8 ° C. Prin analogie cu oxidul de fosfor (V), formează molecule de P 4 O 6. Formează acizi fosforici cu apa.
Acid fosfor, H3PO3 este un acid dibazic slab, un agent reducător puternic. Particularitatea sa este că doar doi atomi de hidrogen pot fi înlocuiți cu un metal; sărurile se numesc fosfiți. Când este încălzit într-o soluție apoasă, se eliberează hidrogen:
H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2
Acid fosfinic. ) 2 . Hipofosfitul de calciu rezultat este tratat cu sulfat de sodiu sau soluție de acid sulfuric pentru a obține hipofosfit de sodiu sau acid liber.
Triclorura de fosfor, PCl 3 este un lichid cu un miros neplăcut înțepător care emană vapori în aer. Bp 75,3°C, p.t. -40,5°C. În industrie se obține prin trecerea clorului uscat printr-o suspensie de fosfor roșu în PCl3.
pentaclorură de fosfor, PCl 5 este o substanță cristalină galben deschis cu o nuanță verzuie cu miros neplăcut. Cristalele au o structură ionică. Tvozg 159° C. Se obţine prin reacţia PCl 3 cu clor sau S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3.
Compuși cu hidrogen: fosfura de hidrogen PH 3 (fosfină) este un gaz incolor cu un miros caracteristic de usturoi; de obicei conține urme de difosfină mai activă (P 2 H 4) ca impuritate și, prin urmare, se aprinde spontan în aer la temperatura camerei. Preparare: 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
Cu această metodă de producție, pe lângă hidrogen fosfură gazoasă, hidrogen fosfură lichidă, hidrogen gazos și hipofosfit acid de potasiu se formează, de asemenea, conform ecuațiilor:
6P+4KOH + 4H 2 O = P 2 H 4 + 4KN 2 PO 2
2P + 2KON + 2H 2 O = H 2 + 2KN 2 PO 2

Aplicație:

În prezent, fosforul alb nu este folosit în chibrituri (deși roșul este încă inclus în acoperirea cutiilor de chibrituri), dar compușii de fosfor sunt de mare importanță în producția de îngrășăminte, pesticide și compuși semiconductori.
Fosforul alb este otrăvitor, doza letală pentru oameni este de aproximativ 0,2 grame.
...
...

Semenova N.V.
Universitatea de Stat HF ​​Tyumen, grupa 561.

Fosforul și compușii săi

Introducere

Capitolul I. Fosforul ca element și ca substanță simplă

1.1. Fosforul în natură

1.2. Proprietăți fizice

1.3. Proprietăți chimice

1.4. Chitanță

1.5. Aplicație

Capitolul II. Compuși ai fosforului

2.1. Oxizi

2.2. Acizi și sărurile lor

2.3. fosfină

Capitolul III. Îngrășăminte cu fosfor

Concluzie

Bibliografie

Introducere

Fosforul (lat. Fosfor) P este un element chimic din grupa V a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 15, masă atomică 30,973762(4). Să luăm în considerare structura atomului de fosfor. Nivelul de energie exterior al atomului de fosfor conține cinci electroni. Grafic arata asa:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

În 1699, alchimistul din Hamburg H. Brand, în căutarea unei „piatre filozofale” presupus capabilă să transforme metalele comune în aur, atunci când evapora urina cu cărbune și nisip, a izolat o substanță ceară albă care ar putea străluci.

Numele „fosfor” provine din greacă. „phos” – lumină și „phoros” – purtător. În Rusia, termenul „fosfor” a fost introdus în 1746 de către M.V. Lomonosov.

Principalii compuși ai fosforului includ oxizi, acizi și sărurile acestora (fosfați, dihidrogenfosfați, hidrogen fosfați, fosfuri, fosfiți).

O mulțime de substanțe care conțin fosfor se găsesc în îngrășăminte. Astfel de îngrășăminte se numesc îngrășăminte cu fosfor.

Capitol eu Fosforul ca element și ca substanță simplă

1.1 Fosforul în natură

Fosforul este unul dintre elementele comune. Conținutul total din scoarța terestră este de aproximativ 0,08%. Datorită oxidării sale ușoare, fosforul apare în natură numai sub formă de compuși. Principalele minerale de fosfor sunt fosforite și apatite, dintre acestea din urmă cea mai comună este fluorapatita 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosforiții sunt răspândiți în Urali, regiunea Volga, Siberia, Kazahstan, Estonia și Belarus. Cele mai mari zăcăminte de apatită sunt situate în Peninsula Kola.

Fosforul este un element necesar pentru organismele vii. Este prezent în oase, mușchi, țesuturi cerebrale și nervi. Moleculele de ATP sunt construite din acid fosfor - adenozin trifosforic (ATP este un colector și purtător de energie). Corpul uman adult conține în medie aproximativ 4,5 kg de fosfor, în principal în combinație cu calciu.

Fosforul se găsește și în plante.

Fosforul natural este format dintr-un singur izotop stabil 31 R. Astăzi sunt cunoscuți șase izotopi radioactivi ai fosforului.

1.2 Proprietăți fizice

Fosforul are mai multe modificări alotrope - fosfor alb, roșu, negru, maro, violet etc. Primele trei dintre acestea sunt cele mai studiate.

Fosfor alb- o substanță cristalină incoloră, cu nuanțe gălbui, care strălucește în întuneric. Densitatea sa este de 1,83 g/cm3. Insolubil în apă, solubil în disulfură de carbon. Are un miros caracteristic de usturoi. Punct de topire 44°C, temperatura de autoaprindere 40°C. Pentru a proteja fosforul alb de oxidare, acesta este depozitat sub apă în întuneric (la lumină se transformă în fosfor roșu). La rece, fosforul alb este fragil; la temperaturi peste 15°C devine moale și poate fi tăiat cu un cuțit.

Moleculele de fosfor alb au o rețea cristalină, la nodurile căreia se află molecule P 4, în formă de tetraedru.

Fiecare atom de fosfor este conectat prin trei legături σ de ceilalți trei atomi.

Fosforul alb este otrăvitor și provoacă arsuri greu de vindecat.

Fosfor roșu– o substanță pudră de culoare roșu închis, inodoră, nu se dizolvă în apă și disulfură de carbon și nu strălucește. Temperatura de aprindere 260°C, densitate 2,3 g/cm3. Fosforul roșu este un amestec de mai multe modificări alotrope care diferă ca culoare (de la stacojiu la violet). Proprietățile fosforului roșu depind de condițiile de producere a acestuia. Nu otrăvitoare.

Fosfor negru Arată ca grafitul, se simte gras la atingere și are proprietăți semiconductoare. Densitate 2,7 g/cm3.

Fosforul roșu și negru au o rețea cristalină atomică.

1.3 Proprietăți chimice

Fosforul este un nemetal. În compuși, prezintă de obicei o stare de oxidare de +5, mai rar – +3 și –3 (doar în fosfuri).

Reacțiile cu fosforul alb sunt mai ușoare decât cu fosforul roșu.

I. Interacţiunea cu substanţe simple.

1. Interacțiunea cu halogenii:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (clorură de fosfor (III)),

PCl3 + CI2 = PCl5 (clorură de fosfor (V).

2. Interacțiunea cu nemetale:

2P + 3S = P2S3 (sulfură de fosfor (III).

3. Interacțiunea cu metalele:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (fosfură de calciu).

4. Interacțiunea cu oxigenul:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (oxid de fosfor (V), anhidridă fosforică).

II. Interacțiunea cu substanțe complexe.

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

1.4 Chitanța

Fosforul se obține din fosforite și apatite zdrobite, acestea din urmă se amestecă cu cărbune și nisip și se calcinează în cuptoare la 1500°C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosforul este eliberat sub formă de vapori, care se condensează în receptor sub apă, formând fosfor alb.

Când este încălzit la 250-300°C fără acces la aer, fosforul alb se transformă în roșu.

Fosforul negru se obține prin încălzirea prelungită a fosforului alb la presiune foarte mare (200°C și 1200 MPa).

1.5 Aplicare

Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor (vezi poza). Face parte din amestecul aplicat pe suprafața laterală a cutiei de chibrituri. Componenta principală a capului de chibrit este sarea Berthollet KClO 3 . Datorită frecării capului chibritului cu lubrifiantul, particulele de fosfor din aer se aprind. Ca urmare a reacției de oxidare a fosforului, se eliberează căldură, ceea ce duce la descompunerea sării Berthollet.

KCl+.

Oxigenul rezultat ajută la aprinderea capului chibritului.

Fosforul este folosit în metalurgie. Este folosit pentru a produce conductoare și este o componentă a unor materiale metalice, cum ar fi bronzurile de staniu.

Fosforul este folosit și la producerea acidului fosforic și a pesticidelor (diclorvos, clorofos etc.).

Fosforul alb este folosit pentru a crea ecrane de fum, deoarece arderea lui produce fum alb.

Capitol II . Compuși ai fosforului

2.1 Oxizi

Fosforul formează mai mulți oxizi. Cele mai importante dintre ele sunt oxidul de fosfor (V) P 4 O 10 și oxidul de fosfor (III) P 4 O 6. Adesea formulele lor sunt scrise într-o formă simplificată - P 2 O 5 și P 2 O 3. Structura acestor oxizi păstrează aranjamentul tetraedric al atomilor de fosfor.

Oxid de fosfor(III) P 4 O 6 este o masă cristalină ceroasă care se topește la 22,5 ° C și se transformă într-un lichid incolor. Otrăvitoare.

Când este dizolvat în apă rece, formează acid fosforic:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

iar la reacția cu alcalii - sărurile corespunzătoare (fosfiții).

Agent reducător puternic. Când interacționează cu oxigenul, acesta este oxidat la P4O10.

Oxidul de fosfor (III) se obține prin oxidarea fosforului alb în absența oxigenului.

Oxid de fosfor(V) P 4 O 10 – pulbere cristalină albă. Temperatura de sublimare 36°C. Are mai multe modificări, dintre care una (așa-numita volatilă) are compoziția P 4 O 10. Rețeaua cristalină a acestei modificări este compusă din molecule de P 4 O 10 legate între ele prin forțe intermoleculare slabe, care se sparg cu ușurință atunci când sunt încălzite. De aici și volatilitatea acestui soi. Alte modificări sunt polimerice. Sunt formate din straturi nesfârșite de tetraedre PO 4.

Când P4O10 interacționează cu apa, se formează acid fosforic:

P4O10 + 6H20 = 4H3PO4.

Fiind un oxid acid, P 4 O 10 reacționează cu oxizii și hidroxizii bazici.

Se formează în timpul oxidării la temperaturi ridicate a fosforului în exces de oxigen (aer uscat).

Datorită higroscopicității sale excepționale, oxidul de fosfor (V) este utilizat în tehnologia de laborator și industrială ca agent de uscare și deshidratare. În efectul său de uscare, depășește toate celelalte substanțe. Apa legată chimic este îndepărtată din acidul percloric anhidru pentru a forma anhidrida acestuia:

4HClO4 + P4O10 = (HP03)4 + 2CI2O7.

2.2 Acizi și sărurile lor

A) Acid fosfor H3PO3. Acidul fosforic anhidru H3PO3 formează cristale cu o densitate de 1,65 g/cm3, topindu-se la 74°C.

Formula structurala:

.

Când H3PO3 anhidru este încălzit, are loc o reacție de disproporționare (auto-oxidare-auto-vindecare):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Săruri de acid fosfor - fosfiti. De exemplu, K3PO3 (fosfit de potasiu) sau Mg3 (PO3)2 (fosfit de magneziu).

Acidul fosfor H 3 PO 3 se obține prin dizolvarea oxidului de fosfor (III) în apă sau prin hidroliza clorurii de fosfor (III) PCl 3:

ACI3 + 3H20 = H3PO3 + 3HCI.

b) Acid fosforic (acid ortofosforic) H3PO4.

Acidul fosforic anhidru apare sub formă de cristale ușoare transparente care difuzează în aer la temperatura camerei. Punct de topire 42,35°C. Acidul fosforic formează soluții de orice concentrație cu apă.

DEFINIȚIE

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

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

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

Masa atomică și moleculară a fosforului

DEFINIȚIE

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

Masele atomice și moleculare ale fosforului sunt aceleași; sunt egale cu 30,9737.

Alotropia și modificările alotropice ale fosforului

Fosforul formează mai multe modificări alotrope.

Fosforul alb se obține în stare solidă prin răcirea rapidă a vaporilor de fosfor; densitatea sa este de 1,83 g/cm3. În forma sa pură, fosforul alb este complet incolor și transparent (Fig. 1). Este fragil la frig, dar la temperaturi peste 15 o C devine moale si poate fi taiat usor cu un cutit.

În aer, fosforul alb se oxidează foarte repede și strălucește în întuneric. Deja cu încălzire scăzută, pentru care pur și simplu frecare este suficientă, fosforul se aprinde și arde. Are o rețea cristalină moleculară, la nodurile căreia se află molecule P4 tetraedrice. Otravă puternică.

Orez. 1. Modificări alotropice ale fosforului. Aspect.

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

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

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

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

Izotopi ai fosforului

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

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

Ioni de fosfor

Nivelul de energie exterior al atomului de fosfor are cinci electroni, care sunt electroni de valență:

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

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

P0 -5e → P5+;

P 0 -3e → P 3+ ;

P 0 -1e → P 1+ ;

P 0 +3e → P 3- .

Moleculă și atom de fosfor

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

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Fosfina poate fi preparată prin acțiunea acidului clorhidric asupra fosfurei de calciu. Calculați volumul de fosfină (nr.) care se formează din 9,1 g de fosfură de calciu. Fracția de masă a randamentului de produs este de 90%.
Soluţie	Să scriem ecuația pentru reacția de producere a fosfinei din fosfură de calciu: Ca3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3CaCI2. Să calculăm cantitatea de substanță fosfură de calciu (masă molară - 182 g/mol): n(PH 3) = m(PH 3) / M(PH 3); n(PH3) = 9,1/182 = 0,05 mol. Conform ecuației reacției n(PH 3) : n(Ca 3 P 2) = 2:1, înseamnă: n(PH 3) = 2 × n(Ca 3 P 2); n(PH 3) = 2 × 0,05 = 0,1 mol. Apoi, volumul de fosfină eliberată va fi egal cu: V(PH 3) = n (PH 3) × V m; V(PH 3) = 0,1 × 22,4 = 2,24 l. Luând în considerare randamentul produsului de reacție, volumul de fosfină este: V(PH 3) = V(PH 3) × η/100%; V(PH 3) = 2,24 × 90/100% = 2,016 l.
Răspuns	Volumul fosfinei este de 2,016 l

Caracteristicile elementului

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Un izotop stabil 31 P, EO = 2,1

Fosforul Clark din scoarța terestră este de 10,5 10 -2% în masă.

Cele mai importante minerale de fosfor sunt apatita Ca 5 (PO 4) 3 X (X-fluor, mai rar clor și grup hidroxil) și fosforitul, a cărui bază este Ca 3 (PO 4) 2

Cele mai importante substanțe anorganice care conțin P

Fosfor liber. Modificări alotropice.

Fosfor alb (P b)

Are o structură moleculară. În toate stările de fază conține molecule P4 tetraedrice.

La temperaturi obișnuite este o substanță solidă, insolubilă în H 2 O. Se dizolvă bine în sulfură de carbon. Foarte otravitoare.

Activ chimic, strălucește în întuneric.

Fosfor roșu (P cr.)

Polimer anorganic (-P-P-P-P) n. Lanțuri și cicluri deschise.

Substanță solidă, insolubilă în H 2 O și disulfură de carbon. Nu otrăvitoare.

Inactiv din punct de vedere chimic. Nu strălucește în întuneric.

Fosfor negru (P h)

Polimer anorganic. Similar cu grafitul, dar practic neinflamabil. Are conductivitate electrică și termică.

Proprietățile chimice și producția de fosfor

Fosforul alb se caracterizează prin cea mai mare activitate chimică, care este oxidată de oxigenul atmosferic chiar și la temperaturi normale, care este însoțită de eliberarea de energie sub formă de căldură și lumină. Este posibilă autoaprinderea fosforului în aer.

Fosforul roșu prezintă aceleași proprietăți chimice ca și fosforul alb, dar reacțiile au loc la viteze scăzute.

Fosforul negru are activitate chimică scăzută.

R - agent reducător:

Funcția reducătoare a fosforului se manifestă în reacțiile:

a) cu substanţe simple formate din nemetale mai electronegative. Dacă există un exces de agent de oxidare, se formează compuși de fosfor (V), iar dacă există o deficiență, se formează compuși de fosfor (III):

4P + 5O2 = 2P2O5; 4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

2P + 5CI2 = 2PC12; 2Р + ЗСl 2 = 2РСl 3

2P + 5S = P2S5; 2P + 3S = P 2 S 3

b) cu substante complexe - oxidanti puternici:

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

ZR + 5HNO3 (diluat) + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO

2P + 5H 2 SO 4 (conc.) = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

8P + 10NO 2 = 4P 2 O 5 + 5N 2

P - agent de oxidare:

1. Funcția oxidativă a fosforului se manifestă numai în reacții cu metale active:

2P + ZCa = Ca 3 P 2 fosfură de calciu

P + 3Na = Na 3P fosfură de sodiu

2. În condiții normale, fosforul nu interacționează direct cu hidrogenul.

3. Disproportionare in solutii alcaline

4P + ZKON + 3H 2 O = RH 3 + ZKN 2 PO 2 hipofosfit de potasiu

8P + ZBa(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + ZBa(H 2 PO 2) 2 hipofosfit de bariu

Obținerea fosforului

Principalele materii prime sunt minerale naturale care conțin Ca 3 (PO 4) 2 folosind metoda de reducere termică în vid pentru a obține fosfor în stare gazoasă conform reacției:

Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 2P + 5CO + 3CaSiO 3 ↓

Fosfina PH 3

Analog al amoniacului. La temperaturi normale, este un gaz incolor cu un miros caracteristic de usturoi și este extrem de otrăvitor. Spre deosebire de amoniac, este ușor solubil în apă. Formează hidrați instabili PH 3 H 2 O. Cationul de fosfoniu PH 4 + este aproape absent în soluțiile apoase neutre.

Metode de obținere

PH 3 nu poate fi obţinut prin sinteză directă din substanţe simple.

Metode indirecte de obținere:

1. Interacțiunea fosfurilor metalice cu apa și acizii:

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

Zn3P2 + 6HCl = 3ZnCl2 + 2PH3

2. Descompunerea sărurilor de fosfoniu

PH 4 I → HI + PH 3

3. Interacțiunea fosforului cu alcalii (vezi mai sus)

Proprietăți chimice

PH 3 este un agent reducător foarte puternic (mai puternic decât NH 3). La T ~ 150°C are loc arderea spontană, uneori cu explozie. Se formează acid fosforic:

PH3 + 2O2 = H3PO4

Cu acizi anhidri puternici, fosfina formează săruri:

PH 3 + HI = PH 4 I iodură de fosfoniu

Fosfuri Me x P y

Sunt produse ale interacțiunii fosforului cu metalele. Fosfurile Me alcaline și alcalino-pământoase au o structură ionică caracteristică sărurilor, dar sunt foarte instabile și suferă ușor hidroliză ireversibilă cu formarea pH-ului 3 (vezi mai sus).