Medzi biogénnymi prvkami by sa malo venovať osobitné miesto fosforu. Koniec koncov, bez nej nie je možné existovať také životne dôležité zlúčeniny, ako je napríklad ATP alebo fosfolipidy, ako aj mnohé iné. Zároveň sú anorganické látky tohto prvku veľmi bohaté na rôzne molekuly. Fosfor a jeho zlúčeniny sú široko používané v priemysle, sú dôležitými účastníkmi biologických procesov a používajú sa v širokej škále ľudských činností. Preto zvážme, čo je tento prvok, aká je jeho jednoduchá podstata a najdôležitejšie zlúčeniny.

Fosfor: všeobecná charakteristika prvku

Pozíciu v periodickej tabuľke možno opísať v niekoľkých bodoch.

1. Piata skupina, hlavná podskupina.
2. Tretie malé obdobie.
3. Sériové číslo - 15.
4. Atómová hmotnosť - 30,974.
5. Elektrónová konfigurácia atómu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Možné oxidačné stavy sú od -3 do +5.
7. Chemický symbol - P, výslovnosť vo vzorcoch "pe". Názov prvku je fosfor. Latinský názov Phosphorus.

História objavu tohto atómu siaha až do vzdialeného 12. storočia. Dokonca aj v záznamoch alchymistov boli informácie, ktoré hovorili o výrobe neznámej „svetelnej“ látky. Oficiálnym dátumom syntézy a objavu fosforu bol však rok 1669. Skrachovaný obchodník Brand pri hľadaní kameňa mudrcov náhodne syntetizoval látku schopnú vyžarovať žiaru a horieť jasným, oslepujúcim plameňom. Dokázal to opakovaným kalcinovaním ľudského moču.

Potom sa tento prvok získal nezávisle od seba pomocou približne rovnakých metód:

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

Dnes je jednou z najpopulárnejších metód syntézy tejto látky redukcia z príslušných minerálov obsahujúcich fosfor pri vysokých teplotách pod vplyvom oxidu uhoľnatého a oxidu kremičitého. Proces sa vykonáva v špeciálnych peciach. Fosfor a jeho zlúčeniny sú veľmi dôležité látky ako pre živé bytosti, tak aj pre mnohé syntézy v chemickom priemysle. Preto by sme mali zvážiť, čo je tento prvok za jednoduchú látku a kde sa v prírode nachádza.

Jednoduchá látka fosfor

Je ťažké pomenovať nejakú konkrétnu zlúčeninu, pokiaľ ide o fosfor. Vysvetľujú to početné alotropické modifikácie, ktoré má tento prvok. Existujú štyri hlavné typy jednoduchej látky fosfor.

1. Biely. Ide o zlúčeninu, ktorej vzorec je P4. Je to biela prchavá látka s ostrým nepríjemným zápachom po cesnaku. Pri normálnej teplote sa na vzduchu samovoľne vznieti. Horí žiarivým svetlozeleným svetlom. Veľmi jedovatý a život ohrozujúci. Chemická aktivita je extrémne vysoká, preto sa získava a skladuje pod vrstvou čistenej vody. To je možné kvôli zlej rozpustnosti v polárnych rozpúšťadlách. Pre biely fosfor sa na tento účel najlepšie hodí sírouhlík a organické látky. Pri zahrievaní sa môže premeniť na ďalšiu alotropickú formu - červený fosfor. Keď para kondenzuje a ochladzuje, môže vytvárať vrstvy. Na dotyk sú mastné, mäkké, ľahko sa krájajú nožom, biele (mierne žltkasté). Teplota topenia 44 0 C. Pre svoju chemickú aktivitu sa používa pri syntézach. Ale pre svoju toxicitu sa priemyselne veľmi nepoužíva.
2. Žltá. Je to slabo čistená forma bieleho fosforu. Je ešte jedovatejší a navyše nepríjemne zapácha po cesnaku. Zapaľuje sa a horí jasným žiariacim zeleným plameňom. Tieto žlté alebo hnedé kryštály sa vo vode vôbec nerozpúšťajú, po úplnej oxidácii vydávajú oblaky bieleho dymu so zložením P4O10.
3. Červený fosfor a jeho zlúčeniny sú najbežnejšou a najpoužívanejšou modifikáciou tejto látky v priemysle. Pastovitá červená hmota, ktorá sa pod zvýšeným tlakom môže zmeniť na formu fialových kryštálikov, je chemicky neaktívna. Ide o polymér, ktorý sa môže rozpustiť iba v určitých kovoch a v ničom inom. Pri teplote 250 0 C sublimuje, prechádza do bielej modifikácie. Nie je tak jedovatý ako predchádzajúce formy. Pri dlhšom vystavení organizmu je však toxický. Používa sa pri nanášaní zápalného náteru na zápalkové škatuľky. Vysvetľuje sa to tým, že sa nemôže samovoľne vznietiť, ale pri denotácii a trení exploduje (vznieti sa).
4. Čierna. Vzhľadom veľmi pripomína grafit a je tiež mastný na dotyk. Je to polovodič elektrického prúdu. Tmavé kryštály, lesklé, ktoré sa vôbec nerozpúšťajú v žiadnych rozpúšťadlách. Aby sa vznietil, sú potrebné veľmi vysoké teploty a predhriatie.

Zaujímavá je aj nedávno objavená forma fosforu – kovový. Je to vodič a má kubickú kryštálovú mriežku.

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti fosforu závisia od formy, v ktorej sa nachádza. Ako už bolo spomenuté vyššie, najaktívnejšie sú žlté a biele modifikácie. Vo všeobecnosti je fosfor schopný interagovať s:

• kovy, ktoré tvoria fosfidy a pôsobia ako oxidačné činidlo;
• nekovy, pôsobiace ako redukčné činidlo a tvoriace prchavé a neprchavé zlúčeniny rôzneho druhu;
• silné oxidačné činidlá, ktoré sa menia na kyselinu fosforečnú;
• s koncentrovanými žieravými zásadami podľa druhu disproporcionácie;
• s vodou pri veľmi vysokých teplotách;
• s kyslíkom za vzniku rôznych oxidov.

Chemické vlastnosti fosforu sú podobné vlastnostiam dusíka. koniec koncov je súčasťou skupiny pniktogénov. Aktivita je však o niekoľko rádov vyššia, kvôli rôznorodosti alotropných modifikácií.

Byť v prírode

Ako živina je fosfor veľmi bohatý. Jeho percento v zemskej kôre je 0,09%. Toto je dosť veľká postava. Kde sa tento atóm nachádza v prírode? Existuje niekoľko hlavných miest:

• zelená časť rastlín, ich semená a plody;
• živočíšne tkanivá (svaly, kosti, zubná sklovina, mnohé dôležité organické zlúčeniny);
• Zemská kôra;
• pôda;
• horniny a minerály;
• morská voda.

V tomto prípade môžeme hovoriť len o viazaných formách, ale nie o jednoduchej látke. Koniec koncov, je mimoriadne aktívny, a to mu neumožňuje byť slobodný. Medzi minerály najbohatšie na fosfor patria:

• Angličtina;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit a iné.

Biologický význam tohto prvku nemožno preceňovať. Koniec koncov, je súčasťou takých zlúčenín, ako sú:

• proteíny;
• fosfolipidy;
• fosfoproteíny;
• enzýmy.

Teda všetky tie, ktoré sú vitálne a z ktorých je postavené celé telo. Denná potreba pre bežného dospelého človeka je asi 2 gramy.

Fosfor a jeho zlúčeniny

Ako veľmi aktívny prvok tvorí tento prvok mnoho rôznych látok. Koniec koncov, tvorí fosfidy a sám pôsobí ako redukčné činidlo. Vďaka tomu je ťažké pomenovať prvok, ktorý by bol pri reakcii s ním inertný. Preto sú vzorce zlúčenín fosforu mimoriadne rôznorodé. Možno uviesť niekoľko tried látok, na tvorbe ktorých sa aktívne podieľa.

1. Binárne zlúčeniny - oxidy, fosfidy, prchavé zlúčeniny vodíka, sulfidy, nitridy a iné. Napríklad: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 a iné.
2. Komplexné látky: soli všetkých typov (stredné, kyslé, zásadité, dvojité, komplexné), kyseliny. Príklad: 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 a iné.
3. Organické zlúčeniny obsahujúce kyslík: proteíny, fosfolipidy, ATP, DNA, RNA a iné.

Väčšina určených typov látok má dôležitý priemyselný a biologický význam. Použitie fosforu a jeho zlúčenín je možné ako na lekárske účely, tak aj na výrobu celkom bežných predmetov pre domácnosť.

Spojenia na kovy

Binárne zlúčeniny fosforu s kovmi a menej elektronegatívnymi nekovmi sa nazývajú fosfidy. Ide o látky podobné soliam, ktoré sú extrémne nestabilné pri vystavení rôznym činiteľom. Aj obyčajná voda spôsobuje rýchly rozklad (hydrolýzu).

Okrem toho sa pod vplyvom nekoncentrovaných kyselín látka rozkladá aj na zodpovedajúce produkty. Napríklad, ak hovoríme o hydrolýze fosfidu vápenatého, produktmi budú hydroxid kovu a fosfín:

Ca3P2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2PH3

A podrobením fosfidu rozkladu pôsobením minerálnej kyseliny získame zodpovedajúcu soľ a fosfín:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3

Vo všeobecnosti hodnota uvažovaných zlúčenín spočíva práve v tom, že v dôsledku toho vzniká vodíková zlúčenina fosforu, ktorej vlastnosti budú diskutované nižšie.

Prchavé látky na báze fosforu

Existujú dva hlavné:

• biely fosfor;
• fosfín

Prvý sme už spomenuli vyššie a uviedli vlastnosti. Povedali, že to bol biely hustý dym, prudko jedovatý, nepríjemne zapáchajúci a za normálnych podmienok sa samovznietil.

Ale čo je fosfín? Toto je najbežnejšia a najznámejšia prchavá látka, ktorá obsahuje príslušný prvok. Je binárny a druhým účastníkom je vodík. Vzorec vodíkovej zlúčeniny fosforu je PH 3, názov je fosfín.

Vlastnosti tejto látky možno opísať nasledovne.

1. Prchavý bezfarebný plyn.
2. Veľmi jedovatý.
3. Má zápach zhnitých rýb.
4. Neinteraguje s vodou a veľmi zle sa v nej rozpúšťa. Dobre rozpustný v organickej hmote.
5. Za normálnych podmienok je veľmi chemicky aktívny.
6. Na vzduchu sa samovznieti.
7. Vzniká pri rozklade fosfidov kovov.

Ďalším názvom je fosfán. Spájajú sa s ním príbehy z dávnych čias. Celé je to niečo, čo ľudia niekedy videli a vidia teraz na cintorínoch a močiaroch. Svetlá v tvare gule alebo sviečok, ktoré sa sem-tam objavujú a vyvolávajú dojem pohybu, boli považované za zlé znamenie a poverčivých ľudí sa ich veľmi báli. Za príčinu tohto javu možno podľa moderných názorov niektorých vedcov považovať samovznietenie fosfínu, ktorý prirodzene vzniká pri rozklade organických zvyškov, rastlinných aj živočíšnych. Plyn vychádza a pri kontakte so vzdušným kyslíkom sa zapáli. Farba a veľkosť plameňa sa môžu líšiť. Najčastejšie ide o zelenkasté jasné svetlá.

Je zrejmé, že všetky prchavé zlúčeniny fosforu sú toxické látky, ktoré možno ľahko zistiť podľa ich ostrého, nepríjemného zápachu. Toto znamenie pomáha vyhnúť sa otravám a nepríjemným následkom.

Zlúčeniny s nekovmi

Ak sa fosfor správa ako redukčné činidlo, potom by sme mali hovoriť o binárnych zlúčeninách s nekovmi. Najčastejšie sa ukážu ako elektronegatívnejšie. Môžeme teda rozlíšiť niekoľko typov látok tohto druhu:

• zlúčenina fosforu a síry - sulfid fosforečný P 2 S 3;
• chlorid fosforečný III, V;
• oxidy a anhydridy;
• bromid a jodid a iné.

Chémia fosforu a jeho zlúčenín je rôznorodá, takže je ťažké identifikovať najdôležitejšie z nich. Ak hovoríme konkrétne o látkach, ktoré sa tvoria z fosforu a nekovov, potom majú najväčší význam oxidy a chloridy rôzneho zloženia. Používajú sa pri chemických syntézach ako činidlá odstraňujúce vodu, ako katalyzátory atď.

Jeden z najsilnejších sušiacich činidiel je teda najvyšší - P2O5. Priťahuje vodu tak silno, že pri priamom kontakte s ňou dochádza k prudkej reakcii so silným hlukom. Samotná látka je biela hmota podobná snehu, jej stav agregácie je bližšie k amorfnej.

Je známe, že organická chémia ďaleko prevyšuje anorganickú chémiu, pokiaľ ide o počet zlúčenín. Vysvetľuje to fenomén izomérie a schopnosť atómov uhlíka vytvárať reťazce atómov rôznych štruktúr, ktoré sa navzájom uzatvárajú. Prirodzene existuje určitý poriadok, teda klasifikácia, ktorej podlieha celá organická chémia. Triedy zlúčenín sú rôzne, nás však zaujíma jedna konkrétna, ktorá priamo súvisí s príslušným prvkom. Je to s fosforom. Tie obsahujú:

• koenzýmy - NADP, ATP, FMN, pyridoxalfosfát a iné;
• proteíny;
• nukleové kyseliny, pretože zvyšok kyseliny fosforečnej je súčasťou nukleotidu;
• fosfolipidy a fosfoproteíny;
• enzýmy a katalyzátory.

Typ iónu, v ktorom sa fosfor podieľa na tvorbe molekuly týchto zlúčenín, je PO 4 3-, to znamená, že ide o kyslý zvyšok kyseliny fosforečnej. Niektoré bielkoviny ho obsahujú vo forme voľného atómu alebo jednoduchého iónu.

Pre normálne fungovanie každého živého organizmu je tento prvok a organické zlúčeniny, ktoré tvorí, mimoriadne dôležité a potrebné. Koniec koncov, bez molekúl bielkovín nie je možné vybudovať jedinú štrukturálnu časť tela. A DNA a RNA sú hlavnými nosičmi a prenášačmi dedičnej informácie. Vo všeobecnosti musia byť prítomné všetky spojenia.

Aplikácia fosforu v priemysle

Využitie fosforu a jeho zlúčenín v priemysle možno charakterizovať vo viacerých bodoch.

1. Používa sa pri výrobe zápaliek, výbušných zmesí, zápalných bômb, niektorých druhov palív a mazív.
2. Ako pohlcovač plynu a tiež pri výrobe žiaroviek.
3. Na ochranu kovov pred koróziou.
4. V poľnohospodárstve ako pôdne hnojivo.
5. Ako zmäkčovač vody.
6. Pri chemických syntézach pri výrobe rôznych látok.

Jeho úloha v živých organizmoch sa redukuje na účasť na procesoch tvorby zubnej skloviny a kostí. Účasť na anabolických a katabolických reakciách, ako aj udržiavanie pufrovania vnútorného prostredia bunky a biologických tekutín. Je základom pre syntézu DNA, RNA a fosfolipidov.

Fosfor objavil hamburský alchymista Henning Brand v roku 1669, hoci existujú dôkazy, že arabskí alchymisti dokázali získať fosfor už v 12. storočí. Podobne ako iní alchymisti, aj Brand sa snažil nájsť elixír života či kameň mudrcov. Zahriatím zmesi bieleho piesku a odpareného moču získal látku, ktorá svietila v tme, najprv nazývanú „studený oheň“. Sekundárny názov "fosfor" pochádza z gréckych slov "phos" - svetlo a "fero" - nosím. Lavoisier dokázal, že fosfor je jednoduchá látka.

Byť v prírode, prijímať:

Fosfor je jedným z najbežnejších prvkov v zemskej kôre, jeho obsah je 0,08-0,09% jeho hmotnosti. Nenachádza sa vo voľnom stave kvôli vysokej chemickej aktivite. Tvorí asi 190 minerálov, z ktorých najvýznamnejšie sú apatit Ca 5 (PO 4) 3 F, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 a iné. Fosfor sa nachádza vo všetkých častiach zelených rastlín, ešte viac v ovocí a semenách. Obsiahnutý v živočíšnych tkanivách je súčasťou bielkovín a iných esenciálnych organických zlúčenín (ATP) a je prvkom života.
Fosfor sa získava z apatitov alebo fosforitov v dôsledku interakcie s koksom a pieskom pri teplote 1500 °C:
2Ca3(P04)2 + 10C + 6Si02 = 4P + 10CO + 6CaSi03
Výsledné pary bieleho fosforu kondenzujú v nádobe pod vodou. Namiesto fosforitov sa môžu redukovať iné zlúčeniny, napríklad kyselina metafosforečná:
4HP03 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO

Fyzikálne vlastnosti:

Elementárny fosfor za bežných podmienok predstavuje niekoľko stabilných alotropných modifikácií; Otázka alotropie fosforu je zložitá a nie je úplne vyriešená. Zvyčajne existujú štyri modifikácie jednoduchej látky - biela, červená (pozri obrázok), čierna a kovový fosfor. Niekedy sa nazývajú aj hlavné alotropické modifikácie, čo znamená, že všetky ostatné sú variáciou týchto štyroch. Za normálnych podmienok existujú iba tri alotropické modifikácie fosforu.
Biely fosfor, fosfor v kvapalnom a rozpustenom stave, ako aj v parách do 800°C, pozostáva z molekúl P 4. Pri zahriatí nad 800 °C molekuly disociujú: P 4 = 2P 2. Pri teplotách nad 2000 °C sa molekuly rozpadajú na atómy.
Červený fosfor má vzorec (P 4) n a je polymérom s komplexnou štruktúrou, má odtiene od purpurovo-červenej po fialovú, rozpustný v roztavených kovoch (Bi, Pb).
Čierny fosfor- ide o najstabilnejšiu formu, látka s kovovým leskom, na dotyk mastná a veľmi podobná grafitu, nerozpustná vo vode alebo organických rozpúšťadlách, polovodič.

Chemické vlastnosti:

Chemické vlastnosti fosforu sú do značnej miery určené jeho alotropickou modifikáciou. Biely fosfor je veľmi aktívny, v procese prechodu na červený a čierny fosfor chemická aktivita prudko klesá. Biely fosfor žiari v tme na vzduchu, žiara je spôsobená oxidáciou fosforových pár na nižšie oxidy.
Pri horení bieleho fosforu vzniká anhydrid fosforu. Fosfor interaguje s halogénmi a sírou, kyselinou dusičnou a zásadami. Môže byť redukčným činidlom aj oxidačným činidlom

Najdôležitejšie spojenia:

Oxid fosforečný (V)., P2O5 alebo anhydrid kyseliny fosforečnej je biela kryštalická látka. Skutočné zloženie molekuly oxidu fosforečného (V) zodpovedá vzorcu P 4 O 10. Anhydrid kyseliny fosforečnej hltavo absorbuje vodu a v závislosti od pomeru počtu molekúl vody a oxidu fosforečného (V) P 2 O 5 vzniká niekoľko typov kyselín fosforečných: meta- a ortofosforečná, difosforečnej, ako aj veľká skupina polyfosforečných kyselín. Sila polyfosforečných kyselín sa zvyšuje s počtom atómov fosforu.
Keď P 2 O 5 interaguje s vodou za normálnych podmienok, ukáže sa metafosforečné kyselina HPO 3:
P4010 + 2H20 = 4HP03
a pri zahrievaní vodného roztoku kyseliny metafosforečnej vzniká ortofosforečnej kyselina H3PO4:
HPO3 + H20 = H3P04
Oxid fosforečný, P 2 O 3 - bezfarebná, kryštalická, veľmi toxická látka s nepríjemným zápachom, bod topenia 23,8 ° C. Analogicky s oxidom fosforečným (V) tvorí molekuly P 4 O 6. S vodou vytvára kyseliny fosforečné.
Kyselina fosforitá, H 3 PO 3 je slabá dvojsýtna kyselina, silné redukčné činidlo. Jeho zvláštnosťou je, že iba dva atómy vodíka môžu byť nahradené kovom, soli sa nazývajú fosfity. Pri zahrievaní vo vodnom roztoku sa uvoľňuje vodík:
H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2
Kyselina fosfínová.) 2. Výsledný fosfornan vápenatý sa spracuje s roztokom síranu sodného alebo kyseliny sírovej, čím sa získa fosfornan sodný alebo voľná kyselina.
Chlorid fosforitý, PCl 3 je kvapalina so štipľavým nepríjemným zápachom, ktorá sa vo vzduchu vyparuje. Teplota varu 75,3 °C, teplota topenia -40,5 °C. V priemysle sa získava prechodom suchého chlóru cez suspenziu červeného fosforu v PCl3.
Chlorid fosforečný, PCl 5 je svetlo žltá so zelenkastým odtieňom kryštalická látka s nepríjemným zápachom. Kryštály majú iónovú štruktúru. Tvozg 159° C. Získava sa reakciou PCl 3 s chlórom alebo S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3.
Zlúčeniny vodíka: fosforovodík PH 3 (fosfín) je bezfarebný plyn s charakteristickou vôňou po cesnaku, zvyčajne obsahuje stopy aktívnejšieho difosfínu (P 2 H 4) ako nečistotu, a preto sa na vzduchu pri izbovej teplote samovoľne vznieti. Príprava: 4P + 3KOH + 3H20 = PH3 + 3KH2PO2
Pri tomto spôsobe výroby vzniká okrem plynného fosforovodíka podľa rovníc aj kvapalný fosforovodík, plynný vodík a kyslý fosfornan draselný:
6P+4KOH + 4H20 = P2H4 + 4KN2P02
2P + 2KON + 2H20 = H2 + 2KN2PO2

Aplikácia:

V súčasnosti sa biely fosfor v zápalkách nepoužíva (hoci červený je stále súčasťou náteru zápalkových škatuliek), ale zlúčeniny fosforu majú veľký význam pri výrobe hnojív, pesticídov a polovodičových zlúčenín.
Biely fosfor je jedovatý, smrteľná dávka pre človeka je približne 0,2 gramu.
...
...

Semenová N.V.
Štátna univerzita HF Tyumen, skupina 561.

Fosfor a jeho zlúčeniny

Úvod

Kapitola I. Fosfor ako prvok a ako jednoduchá látka

1.1. Fosfor v prírode

1.2. Fyzikálne vlastnosti

1.3. Chemické vlastnosti

1.4. Potvrdenie

1.5. Aplikácia

Kapitola II. Zlúčeniny fosforu

2.1. Oxidy

2.2. Kyseliny a ich soli

2.3. Fosfín

Kapitola III. Fosforové hnojivá

Záver

Bibliografia

Úvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P je chemický prvok skupiny V periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,973762(4). Uvažujme o štruktúre atómu fosforu. Vonkajšia energetická hladina atómu fosforu obsahuje päť elektrónov. Graficky to vyzerá takto:

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

V roku 1699 hamburský alchymista H. Brand pri hľadaní „kameňa mudrcov“ údajne schopných premeniť základné kovy na zlato pri odparovaní moču s uhlím a pieskom izoloval bielu voskovitú látku, ktorá mohla žiariť.

Názov "fosfor" pochádza z gréčtiny. „phos“ – svetlo a „foros“ – nosič. V Rusku termín „fosfor“ zaviedol v roku 1746 M.V. Lomonosov.

Medzi hlavné zlúčeniny fosforu patria oxidy, kyseliny a ich soli (fosforečnany, dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosfidy, fosfity).

Veľa látok obsahujúcich fosfor sa nachádza v hnojivách. Takéto hnojivá sa nazývajú fosforečné hnojivá.

kapitola ja Fosfor ako prvok a ako jednoduchá látka

1.1 Fosfor v prírode

Fosfor je jedným z bežných prvkov. Celkový obsah v zemskej kôre je asi 0,08 %. Vďaka ľahkej oxidácii sa fosfor vyskytuje v prírode len vo forme zlúčenín. Hlavnými minerálmi fosforu sú fosfority a apatity, z ktorých najbežnejší je fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosfority sú rozšírené na Urale, v regióne Volga, na Sibíri, v Kazachstane, Estónsku a Bielorusku. Najväčšie ložiská apatitu sa nachádzajú na polostrove Kola.

Fosfor je nevyhnutným prvkom pre živé organizmy. Je prítomný v kostiach, svaloch, mozgovom tkanive a nervoch. Molekuly ATP sú postavené z fosforu - kyseliny adenozíntrifosforečnej (ATP je zberač a nosič energie). Telo dospelého človeka obsahuje v priemere asi 4,5 kg fosforu, najmä v kombinácii s vápnikom.

Fosfor sa nachádza aj v rastlinách.

Prírodný fosfor pozostáva len z jedného stabilného izotopu 31 R. Dnes je známych šesť rádioaktívnych izotopov fosforu.

1.2 Fyzikálne vlastnosti

Fosfor má niekoľko alotropných modifikácií - biely, červený, čierny, hnedý, fialový fosfor atď. Prvé tri z nich sú najviac študované.

Biely fosfor- bezfarebná kryštalická látka žltkastého odtieňa, ktorá svieti v tme. Jeho hustota je 1,83 g/cm3. Nerozpustný vo vode, rozpustný v sírouhlíku. Má charakteristickú cesnakovú vôňu. Teplota topenia 44°C, teplota samovznietenia 40°C. Na ochranu bieleho fosforu pred oxidáciou sa skladuje pod vodou v tme (na svetle sa mení na červený fosfor). V chlade je biely fosfor krehký, pri teplotách nad 15°C zmäkne a dá sa krájať nožom.

Molekuly bieleho fosforu majú kryštálovú mriežku, v ktorej uzloch sú molekuly P 4 v tvare štvorstenu.

Každý atóm fosforu je spojený tromi σ väzbami s ostatnými tromi atómami.

Biely fosfor je jedovatý a spôsobuje ťažko sa hojace popáleniny.

Červený fosfor– prášková látka tmavočervenej farby, bez zápachu, nerozpúšťa sa vo vode a sírouhlíku a nežiari. Teplota vznietenia 260 °C, hustota 2,3 g/cm3. Červený fosfor je zmesou niekoľkých alotropných modifikácií, ktoré sa líšia farbou (od šarlátovej po fialovú). Vlastnosti červeného fosforu závisia od podmienok jeho výroby. Nie jedovatý.

Čierny fosfor Vyzerá ako grafit, na dotyk je mastný a má polovodičové vlastnosti. Hustota 2,7 g/cm3.

Červený a čierny fosfor majú atómovú kryštálovú mriežku.

1.3 Chemické vlastnosti

Fosfor je nekov. V zlúčeninách zvyčajne vykazuje oxidačný stav +5, menej často – +3 a –3 (len vo fosfidoch).

Reakcie s bielym fosforom sú jednoduchšie ako s červeným fosforom.

I. Interakcia s jednoduchými látkami.

1. Interakcia s halogénmi:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (chlorid fosforečný),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (chlorid fosforečný).

2. Interakcia s nekovmi:

2P + 3S = P2S3 (sulfid fosforečný.

3. Interakcia s kovmi:

2P + 3Ca = Ca3P2 (fosfid vápenatý).

4. Interakcia s kyslíkom:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (oxid fosforečný, anhydrid kyseliny fosforečnej).

II. Interakcia s komplexnými látkami.

3P + 5HN03 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO.

1.4 Potvrdenie

Fosfor sa získava z drvených fosforitov a apatitov, ktoré sa zmiešajú s uhlím a pieskom a kalcinujú sa v peciach pri 1500 °C:

2Ca3(P04)2 + 10C + 6Si02

6CaSi03 + P4 + 10CO.

Fosfor sa uvoľňuje vo forme pary, ktorá kondenzuje v prijímači pod vodou a vytvára biely fosfor.

Pri zahriatí na 250-300°C bez prístupu vzduchu sa biely fosfor zmení na červený.

Čierny fosfor sa získava dlhodobým zahrievaním bieleho fosforu pri veľmi vysokom tlaku (200°C a 1200 MPa).

1.5 Aplikácia

Pri výrobe zápaliek sa používa červený fosfor (pozri obrázok). Je súčasťou zmesi nanesenej na bočnú plochu zápalkovej škatuľky. Hlavnou zložkou hlavičky zápalky je Bertholletova soľ KClO 3 . V dôsledku trenia hlavičky zápalky o mazivo sa častice fosforu vo vzduchu vznietia. V dôsledku oxidačnej reakcie fosforu sa uvoľňuje teplo, čo vedie k rozkladu Bertholletovej soli.

KCl+.

Výsledný kyslík pomáha zapáliť hlavičku zápalky.

Fosfor sa používa v metalurgii. Používa sa na výrobu vodičov a je súčasťou niektorých kovových materiálov, ako sú cínové bronzy.

Fosfor sa používa aj pri výrobe kyseliny fosforečnej a pesticídov (dichlórvos, chlorofos atď.).

Biely fosfor sa používa na vytváranie dymových clon, pretože pri jeho spaľovaní vzniká biely dym.

kapitola II . Zlúčeniny fosforu

2.1 Oxidy

Fosfor tvorí niekoľko oxidov. Najvýznamnejšími z nich sú oxid fosforečný (V) P 4 O 10 a oxid fosforečný (III) P 4 O 6. Ich vzorce sú často napísané v zjednodušenej forme - P 2 O 5 a P 2 O 3. Štruktúra týchto oxidov si zachováva tetraedrické usporiadanie atómov fosforu.

Oxid fosforečný(III) P 4 O 6 je voskovitá kryštalická hmota, ktorá sa topí pri 22,5 °C a mení sa na bezfarebnú kvapalinu. Jedovatý.

Po rozpustení v studenej vode vytvára kyselinu fosforečnú:

P406 + 6H20 = 4H3P03,

a pri reakcii s alkáliami - zodpovedajúce soli (fosfity).

Silné redukčné činidlo. Pri interakcii s kyslíkom sa oxiduje na P4O10.

Oxid fosforečný sa získava oxidáciou bieleho fosforu v neprítomnosti kyslíka.

Oxid fosforečný(V) P 4 O 10 – biely kryštalický prášok. Teplota sublimácie 36°C. Má niekoľko modifikácií, z ktorých jedna (tzv. prchavá) má zloženie P 4 O 10. Kryštálová mriežka tejto modifikácie je zložená z molekúl P 4 O 10 navzájom spojených slabými medzimolekulovými silami, ktoré sa pri zahrievaní ľahko rozbijú. Preto volatilita tejto odrody. Ďalšie modifikácie sú polymérne. Sú tvorené nekonečnými vrstvami PO 4 tetraedrov.

Keď P4O10 interaguje s vodou, vzniká kyselina fosforečná:

P4010 + 6H20 = 4H3P04.

Ako kyslý oxid P 4 O 10 reaguje so zásaditými oxidmi a hydroxidmi.

Vzniká pri vysokoteplotnej oxidácii fosforu v prebytku kyslíka (suchý vzduch).

Vďaka svojej výnimočnej hygroskopickosti sa oxid fosforečný (V) používa v laboratórnych a priemyselných technológiách ako sušiace a dehydratačné činidlo. Vo svojom vysušujúcom účinku prevyšuje všetky ostatné látky. Chemicky viazaná voda sa odstraňuje z bezvodej kyseliny chloristej za vzniku jej anhydridu:

4HC104 + P4010 = (HP03)4 + 2Cl207.

2.2 Kyseliny a ich soli

A) Kyselina fosforitá H3PO3. Bezvodá kyselina fosforitá H3PO3 tvorí kryštály s hustotou 1,65 g/cm3, topia sa pri 74°C.

Štrukturálny vzorec:

.

Pri zahrievaní bezvodej H3PO3 dochádza k disproporcionačnej reakcii (autooxidácia-samoliečenie):

4H3P03 = PH3 + 3H3P04.

Soli kyseliny fosforečnej - fosfity. Napríklad K3P03 (fosforitan draselný) alebo Mg3 (P03)2 (fosforitan horečnatý).

Kyselina fosforitá H 3 PO 3 sa získava rozpustením oxidu fosforečného vo vode alebo hydrolýzou chloridu fosforitého PCl 3:

Cl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl.

b) Kyselina fosforečná (kyselina ortofosforečná) H3PO4.

Bezvodá kyselina fosforečná sa javí ako ľahké priehľadné kryštály, ktoré difundujú vo vzduchu pri izbovej teplote. Teplota topenia 42,35 °C. Kyselina fosforečná tvorí s vodou roztoky akejkoľvek koncentrácie.

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 (Mr) 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 zahriatím na 200-220 o C pod veľmi vysokým tlakom. 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

Charakteristika prvku

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

Jeden stabilný izotop31P, EO = 2,1

Clarkovho fosforu v zemskej kôre je 10,5 10 -2 % hmotnosti.

Najvýznamnejšími minerálmi fosforu sú apatit Ca 5 (PO 4) 3 X (X-fluór, menej často chlór a hydroxylová skupina) a fosforit, ktorého základom je Ca 3 (PO 4) 2

Najdôležitejšie anorganické látky obsahujúce P

Voľný fosfor. Alotropické modifikácie.

Biely fosfor (P b)

Má molekulárnu štruktúru. Vo všetkých fázových stavoch obsahuje tetraedrické molekuly P4.

Pri bežných teplotách je to pevná látka, nerozpustná v H 2 O. Dobre sa rozpúšťa v sírouhlíku. Veľmi jedovatý.

Chemicky aktívny, svieti v tme.

Červený fosfor (P cr.)

Anorganický polymér (-P-P-P-P) n. Otvorené reťazce a cykly.

Pevná látka, nerozpustná v H 2 O a sírouhlíku. Nie jedovatý.

Chemicky neaktívne. Nesvieti v tme.

Čierny fosfor (P h)

Anorganický polymér. Podobné ako grafit, ale prakticky nehorľavé. Má elektrickú a tepelnú vodivosť.

Chemické vlastnosti a výroba fosforu

Najväčšou chemickou aktivitou sa vyznačuje biely fosfor, ktorý sa oxiduje vzdušným kyslíkom už pri normálnej teplote, čo je sprevádzané uvoľňovaním energie vo forme tepla a svetla. Samovznietenie fosforu na vzduchu je možné.

Červený fosfor vykazuje rovnaké chemické vlastnosti ako biely fosfor, ale reakcie prebiehajú pri nízkych rýchlostiach.

Čierny fosfor má nízku chemickú aktivitu.

R - redukčné činidlo:

Redukčná funkcia fosforu sa prejavuje v reakciách:

a) s jednoduchými látkami tvorenými viac elektronegatívnymi nekovmi. Pri nadbytku oxidačného činidla vznikajú zlúčeniny fosforu (V), pri nedostatku sa tvoria zlúčeniny fosforu (III):

4P + 502 = 2P205; 4P + 302 = 2P203

2P + 5CI2 = 2PCI2; 2Р + ЗСl 2 = 2РСl 3

2P + 5S = P2S5; 2P + 3S = P2S3

b) s komplexnými látkami - silné oxidačné činidlá:

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

ZR + 5HN03 (zriedený) + 2H20 = ZN3P04 + 5NO

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

8P + 10N02 = 4P205 + 5N2

P - oxidačné činidlo:

1. Oxidačná funkcia fosforu sa prejavuje len pri reakciách s aktívnymi kovmi:

2P + ZCa = Ca 3 P 2 fosfid vápenatý

P + 3Na = Na3P fosfid sodný

2. Za normálnych podmienok fosfor priamo neinteraguje s vodíkom.

3. Disproporcionácia v alkalických roztokoch

4P + ZKON + 3H 2 O = RH 3 + ZKN 2 PO 2 fosfornan draselný

8P + ZBa(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + ZBa(H 2 PO 2) 2 fosfornan bárnatý

Získavanie fosforu

Hlavnou surovinou sú prírodné minerály s obsahom Ca 3 (PO 4) 2 metódou vákuovo-tepelnej redukcie na získanie fosforu v plynnom stave podľa reakcie:

Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3Si02 = 2P + 5CO + 3CaSi03 ↓

Fosfín PH 3

Analóg amoniaku. Pri bežných teplotách je to bezfarebný plyn s charakteristickým cesnakovým zápachom a je prudko jedovatý. Na rozdiel od amoniaku je mierne rozpustný vo vode. Vytvára nestabilné hydráty PH 3 H 2 O. Fosfóniový katión PH 4 + v neutrálnych vodných roztokoch takmer chýba.

Spôsoby získavania

PH 3 nie je možné získať priamou syntézou z jednoduchých látok.

Nepriame spôsoby získania:

1. Interakcia fosfidov kovov s vodou a kyselinami:

Ca3P2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2PH3

Zn3P2 + 6HCl = 3ZnCl2 + 2PH 3

2. Rozklad fosfóniových solí

PH 4 I → HI + PH 3

3. Interakcia fosforu s alkáliami (pozri vyššie)

Chemické vlastnosti

PH 3 je veľmi silné redukčné činidlo (silnejšie ako NH 3). Pri T ~ 150°C dochádza k samovznieteniu, niekedy s výbuchom. Kyselina fosforečná sa tvorí:

PH3 + 202 = H3P04

So silnými bezvodými kyselinami tvorí fosfín soli:

PH 3 + HI = PH 4 I fosfóniumjodid

Fosfidy Me x P y

Sú to produkty interakcie fosforu s kovmi. Alkalické fosfidy a fosfidy kovov alkalických zemín majú iónovú štruktúru charakteristickú pre soli, ale sú veľmi nestabilné a ľahko podliehajú ireverzibilnej hydrolýze s tvorbou pH 3 (pozri vyššie).