ما بعد الفوسفور في الطبيعة. المركبات الطبيعية وإنتاج الفوسفور. الأحماض وأملاحها

الفوسفور (الفوسفور)

145. الفوسفور في الطبيعة. تحضير وخصائص الفوسفور.

يعد الفوسفور أحد العناصر الشائعة إلى حد ما؛ يبلغ محتواه في القشرة الأرضية حوالي 0.1٪ (كتلة). بسبب سهولة أكسدته، لا يتواجد الفوسفور في حالة حرة في الطبيعة.

ومن مركبات الفوسفور الطبيعية أهمها أورثوفوسفات الكالسيوم Ca3 (PO 4) 2، والذي يشكل أحياناً رواسب كبيرة على شكل معدن الفوسفوريت. في اتحاد الجمهوريات الاشتراكية السوفياتية، توجد أغنى رواسب الفوسفوريت في جنوب كازاخستان في جبال كاراتاو. غالبًا ما يتم العثور على معدن الأباتيت أيضًا، والذي يحتوي بالإضافة إلى Ca 3 (PO 4) 2 أيضًا على CaF 2 أو CaCl 2. تم اكتشاف رواسب ضخمة من الأباتيت في العشرينات من القرن الحالي في شبه جزيرة كولا.

وتعتبر هذه الوديعة هي الأكبر في العالم من حيث احتياطياتها.

الفوسفور، مثل النيتروجين، ضروري لجميع الكائنات الحية، لأنه جزء من بعض البروتينات من أصل نباتي وحيواني. يوجد الفوسفور في النباتات بشكل رئيسي في بروتينات البذور وفي الكائنات الحيوانية - في بروتينات الحليب والدم والدماغ والأنسجة العصبية. بالإضافة إلى ذلك، تحتوي عظام الفقاريات على كمية كبيرة من الفوسفور، خاصة في شكل مركبات 3Ca 3 (PO 4)2 · Ca(OH) 2 و3Ca 3 (PO 4)2 · CaCO 3 · H 2 O على شكل بقايا حمضية من الفوسفور، حمض الفوسفور هو جزء من الأحماض النووية - مركبات بوليمرية عضوية معقدة موجودة في جميع الكائنات الحية. وتشارك هذه الأحماض بشكل مباشر في عمليات نقل الخصائص الوراثية للخلية الحية.

المواد الخام لإنتاج الفوسفور ومركباته هي الفوسفوريت والأباتيت. يتم سحق الفوسفوريت الطبيعي أو الأباتيت وخلطه بالرمل والفحم وتسخينه في أفران باستخدام التيار الكهربائي دون الوصول إلى الهواء.

لفهم التفاعل الذي يحدث، دعونا نتخيل فوسفات الكالسيوم كمركب من أكسيد الكالسيوم مع أنهيدريد الفوسفوريك (3CaO·P 2 O 5)؛ يتكون الرمل بشكل رئيسي من ثاني أكسيد السيليكون SiO 2. عند درجات الحرارة المرتفعة، يزيح ثاني أكسيد السيليكون أنهيدريد الفوسفور، ويتحد مع أكسيد الكالسيوم، ويشكل سيليكات الكالسيوم منخفضة الذوبان CaSiO 3، ويتم تقليل أنهيدريد الفوسفور بالفحم إلى الفوسفور الحر:

وبجمع المعادلتين نحصل على:

يتم إطلاق الفوسفور على شكل بخار، والذي يتكثف في جهاز الاستقبال تحت الماء.

يشكل الفوسفور العديد من التعديلات المتآصلة.

يتم الحصول على الفوسفور الأبيض في الحالة الصلبة عن طريق تبريد بخار الفسفور بسرعة؛ كثافته 1.83 جم/سم3. في شكله النقي، يكون الفسفور الأبيض عديم اللون وشفافًا تمامًا؛ عادة ما يكون المنتج التجاري مصفر اللون ويشبه الشمع في مظهره. في البرد، يكون الفسفور الأبيض هشًا، ولكن عند درجات حرارة أعلى من 15 درجة مئوية يصبح طريًا ويمكن قطعه بسهولة بالسكين.

في الهواء، يتأكسد الفسفور الأبيض بسرعة كبيرة ويتوهج في الظلام. ومن هنا جاء اسم "الفوسفور"، والذي يعني في اليونانية "حامل الضوء". حتى مع التسخين المنخفض، والذي يكفي الاحتكاك البسيط، فإن الفوسفور يشتعل ويحترق، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة. يمكن أيضًا أن يشتعل الفوسفور تلقائيًا في الهواء بسبب إطلاق الحرارة أثناء الأكسدة.

ولحماية الفسفور الأبيض من الأكسدة، يتم تخزينه تحت الماء. الفوسفور الأبيض غير قابل للذوبان في الماء؛ يذوب جيدا في ثاني كبريتيد الكربون.

يحتوي الفسفور الأبيض على شبكة بلورية جزيئية، يوجد في عقدها جزيئات رباعية السطوح P4. قوة الروابط بين الذرات في هذه الجزيئات صغيرة نسبيًا. وهذا ما يفسر النشاط الكيميائي العالي للفسفور الأبيض.

الفوسفور الأبيض هو سم قوي، حتى في الجرعات الصغيرة فهو مميت.

إذا تم تسخين الفوسفور الأبيض لفترة طويلة دون الوصول إلى الهواء عند درجة حرارة 250-300 درجة مئوية، فإنه يتحول إلى تعديل آخر للفسفور، وهو ذو لون أحمر بنفسجي ويسمى الفوسفور الأحمر. ويحدث نفس التحول، ولكن ببطء شديد، تحت تأثير الضوء.

يختلف الفوسفور الأحمر كثيرًا في خصائصه عن الفسفور الأبيض: فهو يتأكسد ببطء شديد في الهواء، ولا يتوهج في الظلام، ولا يضيء إلا عند 260 درجة مئوية، ولا يذوب في ثاني كبريتيد الكربون، وهو غير سام. كثافة الفسفور الأحمر هي 2.0-2.4 جم/سم3. وترجع الكثافة المتغيرة إلى أن الفوسفور الأحمر يتكون من عدة أشكال. هيكلها غير مفهوم تمامًا، لكن من المعروف أنها مواد بوليمرية.

عند تسخينه بقوة، يتبخر الفسفور الأحمر (يتسامي) دون أن ينصهر. وعندما يبرد البخار، يتم الحصول على الفوسفور الأبيض.

ويتكون الفوسفور الأسود من الفوسفور الأبيض عند تسخينه إلى درجة حرارة 200-220 درجة مئوية تحت ضغط مرتفع للغاية. يبدو مثل الجرافيت، وهو دهني الملمس وأثقل من التعديلات الأخرى؛ كثافته 2.7 جم/سم3. الفوسفور الأسود هو أشباه الموصلات.

استخدامات الفوسفور متنوعة للغاية. يتم إنفاق مبلغ كبير منه على إنتاج أعواد الثقاب.

يستخدم الفسفور الأحمر في صناعة أعواد الثقاب؛ إنه موجود في الكتلة التي يتم تطبيقها على علبة الثقاب. يتكون رأس الثقاب من خليط من المواد القابلة للاشتعال مع ملح بيرثوليت ومركبات تحفز تحلل الملح (MnO 2، Fe 2 O 3، إلخ).

بالإضافة إلى إنتاج المباراة، يستخدم الفوسفور في علم المعادن. يتم استخدامه لإنتاج بعض أشباه الموصلات - فوسفيد الغاليوم GaP، وفوسفيد الإنديوم InP. ويتم إضافته إلى أشباه الموصلات الأخرى بكميات صغيرة جدًا كمواد مضافة ضرورية. بالإضافة إلى ذلك، فهو يدخل في تركيب بعض المواد المعدنية، مثل برونز القصدير.

عندما يحترق الفسفور، ينتج دخان أبيض كثيف؛ لذلك، يتم استخدام الفسفور الأبيض لتجهيز الذخائر (قذائف مدفعية، قنابل جوية، إلخ) المخصصة لتشكيل ستائر من الدخان.

يتم استخدام كمية كبيرة من الفوسفور لإنتاج مستحضرات الفسفور العضوي، والتي تشمل وسائل فعالة للغاية لقتل الآفات الحشرية.

الفوسفور الحر نشط للغاية. فهو يتفاعل بشكل مباشر مع العديد من المواد البسيطة، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة. يتم دمج الفوسفور بسهولة مع الأكسجين، ثم مع الهالوجينات والكبريت والعديد من المعادن، وفي الحالة الأخيرة يتم تشكيل الفوسفيدات المشابهة للنيتريدات - على سبيل المثال Ca 3P2، Mg 3P2، إلخ. كل هذه الخصائص واضحة بشكل خاص في الفسفور الأبيض؛ يتفاعل الفسفور الأحمر بقوة أقل، أما الفوسفور الأسود فيدخل عمومًا في التفاعلات الكيميائية بصعوبة.

<<< Назад

إلى الأمام >>>

مقدمة

الفصل الأول: الفوسفور كعنصر وكمادة بسيطة

1.1. الفوسفور في الطبيعة

1.2. الخصائص الفيزيائية

1.3. الخواص الكيميائية

1.4. إيصال

1.5. طلب

الباب الثاني. مركبات الفوسفور

2.1. أكاسيد

2.2. الأحماض وأملاحها

2.3. الفوسفين

الفصل الثالث. الأسمدة الفوسفورية

خاتمة

فهرس

مقدمة

الفوسفور (lat. Phosphorus) P هو عنصر كيميائي من المجموعة الخامسة من النظام الدوري لمندليف، العدد الذري 15، الكتلة الذرية 30.973762(4). دعونا نفكر في بنية ذرة الفوسفور. يحتوي مستوى الطاقة الخارجي لذرة الفوسفور على خمسة إلكترونات. بيانيا يبدو مثل هذا:

1s22s22p63s23p33d0

في عام 1699، قام الكيميائي هامبورغ إتش براند، أثناء بحثه عن "حجر الفلاسفة" الذي يُفترض أنه قادر على تحويل المعادن الأساسية إلى ذهب، عند تبخير البول بالفحم والرمل، بعزل مادة شمعية بيضاء يمكن أن تتوهج.

اسم "الفوسفور" يأتي من اليونانية. "phos" - الضوء و "phoros" - الناقل. في روسيا، تم تقديم مصطلح "الفوسفور" في عام 1746 من قبل م. لومونوسوف.

تشمل مركبات الفوسفور الرئيسية الأكاسيد والأحماض وأملاحها (الفوسفات، فوسفات ثنائي الهيدروجين، فوسفات الهيدروجين، الفوسفيدات، الفوسفات).

تم العثور على الكثير من المواد التي تحتوي على الفوسفور في الأسمدة. وتسمى هذه الأسمدة الأسمدة الفوسفورية.

الفصلأناالفوسفور كعنصر وكمادة بسيطة

الفوسفور في الطبيعة

الفوسفور هو أحد العناصر المشتركة. ويبلغ إجمالي محتوى القشرة الأرضية حوالي 0.08%. نظرًا لسهولة أكسدته، لا يوجد الفوسفور في الطبيعة إلا على شكل مركبات. معادن الفوسفور الرئيسية هي الفوسفوريت والأباتيت، والأكثر شيوعاً هو الفلوراباتيت 3Ca3(PO4)2 CaF2. ينتشر الفوسفور على نطاق واسع في جبال الأورال ومنطقة الفولغا وسيبيريا وكازاخستان وإستونيا وبيلاروسيا. توجد أكبر رواسب الأباتيت في شبه جزيرة كولا.

الفوسفور عنصر ضروري للكائنات الحية. وهو موجود في العظام والعضلات وأنسجة المخ والأعصاب. تُبنى جزيئات ATP من الفوسفور - حمض أدينوزين ثلاثي الفوسفوريك (ATP هو جامع وحامل للطاقة). يحتوي جسم الإنسان البالغ في المتوسط ​​على حوالي 4.5 كجم من الفوسفور، بشكل أساسي مع الكالسيوم.

ويوجد الفوسفور أيضًا في النباتات.

يتكون الفوسفور الطبيعي من نظير واحد مستقر فقط، 31P. اليوم، ستة نظائر مشعة للفوسفور معروفة.

الخصائص الفيزيائية

يحتوي الفوسفور على العديد من التعديلات المتآصلة - الأبيض والأحمر والأسود والبني والبنفسجي، وما إلى ذلك. الثلاثة الأولى من هذه هي الأكثر دراسة.

الفوسفور الأبيض هو مادة بلورية عديمة اللون ذات لون أصفر مصفر تتوهج في الظلام. كثافته 1.83 جرام/سم3. غير قابلة للذوبان في الماء، قابل للذوبان في ثاني كبريتيد الكربون. له رائحة الثوم المميزة. نقطة الانصهار 44 درجة مئوية، درجة حرارة الاشتعال التلقائي 40 درجة مئوية. ولحماية الفسفور الأبيض من الأكسدة، يتم تخزينه تحت الماء في الظلام (في الضوء يتحول إلى فسفور أحمر). في البرد، يكون الفسفور الأبيض هشاً، وعند درجات حرارة أعلى من 15 درجة مئوية يصبح طرياً ويمكن قطعه بالسكين.

تحتوي جزيئات الفوسفور الأبيض على شبكة بلورية، يوجد في عقدها جزيئات P4، على شكل رباعي السطوح.

ترتبط كل ذرة فوسفور بثلاث روابط σ بالذرات الثلاث الأخرى.

الفوسفور الأبيض سام ويسبب حروقاً يصعب شفاءها.

الفسفور الأحمر هو مادة مسحوقية ذات لون أحمر داكن، عديمة الرائحة، لا تذوب في الماء أو ثاني كبريتيد الكربون ولا تتوهج. درجة حرارة الاشتعال 260 درجة مئوية، الكثافة 2.3 جرام/سم3. الفوسفور الأحمر عبارة عن خليط من عدة تعديلات متآصلة تختلف في اللون (من القرمزي إلى البنفسجي). تعتمد خصائص الفوسفور الأحمر على ظروف إنتاجه. ليست سامة.

يشبه الفوسفور الأسود في مظهره الجرافيت، وهو دهني الملمس، وله خصائص شبه موصلة. الكثافة 2.7 جم/سم3.

يحتوي الفوسفور الأحمر والأسود على شبكة بلورية ذرية.

الخواص الكيميائية

الفوسفور مادة غير معدنية. في المركبات، عادة ما تظهر حالة أكسدة +5، وفي كثير من الأحيان - +3 و -3 (فقط في الفوسفيدات).

التفاعلات مع الفوسفور الأبيض أسهل من التفاعلات مع الفسفور الأحمر.

I. التفاعل مع المواد البسيطة.

التفاعل مع الهالوجينات:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (كلوريد الفوسفور (III)،

PCl3 + Cl2 = PCl5 (كلوريد الفوسفور (V)).

التفاعل مع غير المعادن:

2P + 3S = P2S3 (كبريتيد الفوسفور (III).

التفاعل مع المعادن:

2P + 3Ca = Ca3P2 (فوسفيد الكالسيوم).

التفاعل مع الأكسجين:

4P + 5O2 = 2P2O5 (أكسيد الفوسفور (V)، أنهيدريد الفوسفور).

ثانيا. التفاعل مع المواد المعقدة.

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

إيصال

يتم الحصول على الفوسفور من سحق الفوسفوريت والأباتيت، ويتم خلط الأخير مع الفحم والرمل وتكليسه في أفران عند 1500 درجة مئوية:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 6CaSiO3 + P4 + 10CO.

وينطلق الفوسفور على شكل بخار، يتكثف في جهاز الاستقبال تحت الماء، ليشكل الفسفور الأبيض.

عند تسخينه إلى درجة حرارة 250-300 درجة مئوية دون وصول الهواء، يتحول الفسفور الأبيض إلى اللون الأحمر.

يتم الحصول على الفوسفور الأسود عن طريق تسخين الفسفور الأبيض لفترة طويلة عند ضغط مرتفع جدًا (200 درجة مئوية و1200 ميجاباسكال).

طلب

ويستخدم الفوسفور الأحمر في صناعة أعواد الثقاب (انظر الصورة). إنه جزء من الخليط المطبق على السطح الجانبي لعلبة الثقاب. المكون الرئيسي لرأس الثقاب هو ملح Berthollet KClO3. بسبب احتكاك رأس عود الثقاب مع مادة التشحيم، تشتعل جزيئات الفوسفور الموجودة في الهواء. نتيجة تفاعل أكسدة الفوسفور، تنطلق الحرارة، مما يؤدي إلى تحلل ملح بيرثوليت.

كلوريد البوتاسيوم3 بوكل +.

يساعد الأكسجين الناتج على إشعال رأس عود الثقاب.

يستخدم الفوسفور في صناعة المعادن. يتم استخدامه لإنتاج الموصلات وهو أحد مكونات بعض المواد المعدنية، مثل برونز القصدير.

ويستخدم الفوسفور أيضًا في إنتاج حامض الفوسفوريك والمبيدات الحشرية (ديكلوروفوس، وكلوروفوس، وما إلى ذلك).

يستخدم الفسفور الأبيض في صنع ستائر من الدخان، حيث أن احتراقه ينتج عنه دخان أبيض.

الفصلثانيا. مركبات الفوسفور

2.1 أكاسيد

يشكل الفوسفور عدة أكاسيد. وأهمها أكسيد الفوسفور (V) P4O10 وأكسيد الفوسفور (III) P4O6. غالبًا ما تتم كتابة صيغها بشكل مبسط - P2O5 وP2O3. يحتفظ هيكل هذه الأكاسيد بالترتيب رباعي السطوح لذرات الفسفور.

أكسيد الفوسفور (III) P4O6 عبارة عن كتلة بلورية شمعية تذوب عند درجة حرارة 22.5 درجة مئوية وتتحول إلى سائل عديم اللون. سامة.

عند إذابته في الماء البارد يتكون حمض الفوسفور:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3،

وعند التفاعل مع القلويات - الأملاح المقابلة (الفوسفيت).

عامل تخفيض قوي. عند التفاعل مع الأكسجين، يتأكسد إلى P4O10.

يتم الحصول على أكسيد الفوسفور (III) عن طريق أكسدة الفوسفور الأبيض في غياب الأكسجين.

أكسيد الفوسفور (V) P4O10 عبارة عن مسحوق بلوري أبيض. درجة حرارة التسامي 36 درجة مئوية. يحتوي على العديد من التعديلات، أحدها (ما يسمى بالمتطاير) يحتوي على التركيبة P4O10. تتكون الشبكة البلورية لهذا التعديل من جزيئات P4O10 متصلة ببعضها البعض بواسطة قوى جزيئية ضعيفة، والتي يمكن كسرها بسهولة عند تسخينها. ومن هنا تقلب هذا التنوع. التعديلات الأخرى بوليمرية. وتتكون من طبقات لا نهاية لها من رباعي الأسطح PO4.

عندما يتفاعل P4O10 مع الماء، يتكون حمض الفوسفوريك:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

كونه أكسيدًا حمضيًا، يتفاعل P4O10 مع الأكاسيد والهيدروكسيدات الأساسية.

يتشكل أثناء أكسدة الفوسفور عند درجة حرارة عالية في الأكسجين الزائد (الهواء الجاف).

بسبب استرطابيته الاستثنائية، يتم استخدام أكسيد الفوسفور (V) في التكنولوجيا المخبرية والصناعية كعامل تجفيف وتجفيف. في تأثيره المجفف يتفوق على جميع المواد الأخرى. تتم إزالة الماء المرتبط كيميائيًا من حمض البيركلوريك اللامائي لتكوين أنهيدريده:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

2.2 الأحماض وأملاحها

أ) حمض الفوسفور H3PO3. يشكل حمض الفوسفور اللامائي H3PO3 بلورات بكثافة 1.65 جم/سم3، وينصهر عند 74 درجة مئوية.

الصيغة الهيكلية:

.

عند تسخين H3PO3 اللامائي، يحدث تفاعل عدم التناسب (الأكسدة الذاتية-الاختزال الذاتي):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

أملاح حامض الفوسفور - الفوسفيت. على سبيل المثال، K3PO3 (فوسفيت البوتاسيوم) أو Mg3(PO3)2 (فوسفيت المغنيسيوم).

يتم الحصول على حمض الفوسفور H3PO3 عن طريق إذابة أكسيد الفوسفور (III) في الماء أو التحلل المائي لكلوريد الفوسفور (III) PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

ب) حمض الفوسفوريك (حمض الأرثوفوسفوريك) H3PO4.

يظهر حمض الفوسفوريك اللامائي على شكل بلورات خفيفة وشفافة تنتشر في الهواء عند درجة حرارة الغرفة. نقطة الانصهار 42.35 درجة مئوية. يشكل حمض الفوسفوريك محاليل بأي تركيز مع الماء.

يحتوي حمض الفوسفوريك على الصيغة الهيكلية التالية:

.

يتفاعل حمض الفوسفوريك مع المعادن الموجودة في سلسلة من جهود الأقطاب القياسية حتى الهيدروجين، ومع الأكاسيد الأساسية، ومع القواعد، ومع أملاح الأحماض الضعيفة.

يتم الحصول في المختبر على حمض الفوسفوريك عن طريق أكسدة الفسفور بحمض النيتريك بنسبة 30%:

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

في الصناعة، يتم إنتاج حامض الفوسفوريك بطريقتين: الاستخلاص والحرارة. تعتمد طريقة الاستخلاص على معالجة الفوسفات الطبيعي المسحوق بحامض الكبريتيك:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓.

يتم بعد ذلك ترشيح حمض الفوسفوريك وتركيزه عن طريق التبخر.

وتتكون الطريقة الحرارية من اختزال الفوسفات الطبيعي إلى فسفور حر، ثم حرقه إلى P4O10 وإذابة الأخير في الماء. يتميز حمض الفوسفوريك المنتج بهذه الطريقة بنقاوة أعلى وتركيز متزايد (يصل إلى 80% بالوزن).

يستخدم حمض الفوسفوريك لإنتاج الأسمدة، وإعداد الكواشف، والمواد العضوية، وإنشاء طبقات واقية على المعادن. هناك حاجة إلى حمض الفوسفوريك المنقى لتحضير المستحضرات الصيدلانية ومركزات الأعلاف.

حمض الفوسفوريك ليس حمضًا قويًا. كحمض تريباسيك، فإنه ينأى تدريجيًا في محلول مائي. التفكك أسهل في المرحلة الأولى.

H3PO4 ح + + (أيون فوسفات ثنائي الهيدروجين)؛

ح + + (أيون فوسفات الهيدروجين)؛

ح + + (أيون الفوسفات).

المعادلة الأيونية الكلية لتفكك حمض الفوسفوريك:

H3PO4 3ح+ + .

يشكل حمض الفوسفوريك ثلاث سلاسل من الأملاح:

أ) K3PO4، Ca3(PO4)2 – ثلاثي الفوسفات، أو الفوسفات؛

ب) K2HPO4، CaHPO4 – غير بديل، أو هيدروفوسفات؛

ج) KH2PO4، Ca(H2PO4)2 – أحادي الفوسفات، أو ثنائي هيدروجين.

الفوسفات أحادي الاستبدال حمضي، والفوسفات ثنائي القاعدة قلوي قليلاً، والفوسفات تريباسيك قلوي.

جميع المعادن القلوية وفوسفات الأمونيوم قابلة للذوبان في الماء. من أملاح الكالسيوم لحمض الفوسفوريك، يذوب فقط فوسفات هيدروجين الكالسيوم في الماء. فوسفات هيدروجين الكالسيوم وفوسفات الكالسيوم قابلان للذوبان في الأحماض العضوية.

عند تسخينه، يفقد حمض الفوسفوريك الماء أولاً - المذيب، ثم يبدأ تجفيف حمض الفوسفوريك ويتشكل حمض ثنائي الفوسفوريك:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

يتم تحويل جزء كبير من حمض الفوسفوريك إلى حمض ثنائي الفوسفوريك عند درجة حرارة حوالي 260 درجة مئوية.

ج) حمض الفوسفوريك (حمض الفوسفوريك) H4P2O6.

.

H4P2O6 هو حمض رباعي القاعدة ذو قوة متوسطة. أثناء التخزين، يتحلل حمض الفوسفوريك تدريجيا. وعندما يتم تسخين محاليلها فإنها تتحول إلى H3PO4 وH3PO3.

ويتكون أثناء الأكسدة البطيئة لـ H3PO3 في الهواء أو أكسدة الفوسفور الأبيض في الهواء الرطب.

د) حمض هيبوفوسفوروس (حمض هيبوفوسفوروس) H3PO2. هذا الحمض أحادي القاعدة وقوي. يحتوي حمض الهيبوفوسفور على الصيغة الهيكلية التالية:

.

هيبوفوسفيت - أملاح حمض هيبوفوسفوروس - عادة ما تكون شديدة الذوبان في الماء.

تعتبر الهيبوفوسفيت وH3PO2 من عوامل الاختزال النشطة (خاصة في البيئة الحمضية). ميزتها القيمة هي القدرة على تقليل الأملاح الذائبة لبعض المعادن (Ni، Cu، إلخ) لتحرير المعدن:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + +6ح+.

يتم الحصول على حمض الهيبوفوسفوروس عن طريق تحلل هيبوفوسفيت الكالسيوم أو الباريوم مع حامض الكبريتيك:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

ويتكون الهيبوفوسفيت عن طريق غليان الفسفور الأبيض في معلقات من هيدروكسيدات الكالسيوم أو الباريوم.

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

2.3 الفوسفين

الفوسفين PH3 - مركب من الفسفور مع الهيدروجين - غاز عديم اللون ذو رائحة ثوم حادة كريهة، شديد الذوبان في الماء (لا يتفاعل معه كيميائيا)، وهو شديد السمية. في الهواء، يشتعل الفوسفين النقي والجاف عند تسخينه فوق 100-140 درجة مئوية. إذا كان الفوسفين يحتوي على شوائب من ثنائي الفوسفين P2H4، فإنه يشتعل تلقائياً في الهواء.

عند تفاعله مع بعض الأحماض القوية، يقوم الفوسفين بتكوين أملاح الفوسفونيوم، على سبيل المثال:

PH3 + حمض الهيدروكلوريك = PH4Cl (كلوريد الفوسفونيوم).

هيكل كاتيون الفوسفونيوم [PH4]+ يشبه هيكل الأمونيوم + الكاتيون.

يقوم الماء بتحليل أملاح الفوسفونيوم لتكوين الفوسفين وهاليد الهيدروجين.

يمكن الحصول على الفوسفين عن طريق تفاعل الفوسفيدات مع الماء:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3.

وشيء أخير. عندما يتفاعل الفوسفور مع المعادن، يتم تشكيل الأملاح - الفوسفيدات. على سبيل المثال، Ca3P2 (فوسفيد الكالسيوم)، Mg3P2 (فوسفيد المغنيسيوم).

الفصل الثالث الأسمدة الفوسفورية

تخضع مركبات الفوسفور، مثل النيتروجين، باستمرار لتحولات في الطبيعة - تحدث دورة الفسفور في الطبيعة. تستخرج النباتات الفوسفات من التربة وتحوله إلى مواد عضوية معقدة تحتوي على الفوسفور. تدخل هذه المواد إلى جسم الحيوان مع الأطعمة النباتية - تكوين مواد بروتينية في الأنسجة العصبية والعضلية، وفوسفات الكالسيوم في العظام، وما إلى ذلك. بعد وفاة الحيوانات والنباتات، تتحلل المركبات المحتوية على الفوسفور تحت تأثير الكائنات الحية الدقيقة. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل الفوسفات. وهكذا تكتمل الدورة المعبر عنها بالرسم البياني:

ف (الكائنات الحية) ف (التربة).

وتتعطل هذه الدورة عندما تتم إزالة مركبات الفوسفور من غلات المحاصيل. لا يتم تعويض نقص الفوسفور في التربة بشكل طبيعي. ولذلك فمن الضروري تطبيق الأسمدة الفوسفورية.

كما تعلمون، الأسمدة المعدنية يمكن أن تكون بسيطة أو معقدة. الأسمدة البسيطة تشمل الأسمدة التي تحتوي على عنصر غذائي واحد. الأسمدة المعقدة تحتوي على العديد من العناصر الغذائية.

كيف يتم إنتاج الأسمدة الفوسفاتية في الصناعة؟ لا يذوب الفوسفات الطبيعي في الماء، كما أنه ضعيف الذوبان في محاليل التربة ويمتصه النبات بشكل سيئ. تعد معالجة الفوسفات الطبيعي إلى مركبات قابلة للذوبان في الماء مهمة للصناعة الكيميائية. يتم تقييم محتوى عنصر الفوسفور المغذي في الأسمدة من خلال محتوى أكسيد الفوسفور (V) P2O5.

المكون الرئيسي للأسمدة الفوسفاتية هو ثنائي هيدروجين الكالسيوم أو فوسفات الهيدروجين. الفوسفور جزء من العديد من المركبات العضوية في النباتات. تنظم التغذية بالفوسفور نمو وتطور النباتات. تشمل الأسمدة الفوسفورية الأكثر شيوعًا ما يلي:

1. دقيق الفوسفوريت - مسحوق أبيض ناعم. يحتوي على 18-26% P2O5.

ويتم الحصول عليه عن طريق طحن الفوسفوريت Ca3(PO4)2.

لا يمكن امتصاص دقيق الفوسفوريت إلا في التربة البودولية والخثية التي تحتوي على أحماض عضوية.

2. السوبر فوسفات البسيط - مسحوق رمادي ناعم الحبيبات. يحتوي على ما يصل إلى 20% P2O5.

يتم الحصول عليه عن طريق تفاعل الفوسفات الطبيعي مع حامض الكبريتيك:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4.

سوبر فوسفات

في هذه الحالة، يتم الحصول على خليط من الأملاح Ca(H2PO4)2 وCaSO4، والتي تمتصها النباتات جيدًا في أي تربة.

3. السوبر فوسفات المزدوج (لونه ومظهره يشبه السوبر فوسفات البسيط).

يتم الحصول عليه عن طريق العمل على الفوسفات الطبيعي مع حمض الفوسفوريك:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2.

بالمقارنة مع السوبر فوسفات البسيط، فهو لا يحتوي على CaSO4 وهو سماد أكثر تركيزًا (يحتوي على ما يصل إلى 50٪ P2O5).

4. راسب – يحتوي على 35-40% P2O5.

تم الحصول عليه عن طريق تحييد حمض الفوسفوريك بمحلول هيدروكسيد الكالسيوم:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4·2H2O.

يستخدم في التربة الحمضية.

5. وجبة العظام. يتم الحصول عليه عن طريق معالجة عظام الحيوانات الأليفة ويحتوي على Ca3(PO4)2.

6. الأموفوس هو سماد معقد يحتوي على النيتروجين (حتى 15% K) والفوسفور (حتى 58% P2O5) على شكل NH4H2PO4 و(NH4)2HPO4. يتم الحصول عليه عن طريق تحييد حمض الفوسفوريك بالأمونيا.

خاتمة

وفي الختام أود أن أذكر الأهمية البيولوجية للفوسفور. الفوسفور جزء لا يتجزأ من أنسجة الكائنات البشرية والحيوانية والنباتية. في جسم الإنسان، يرتبط معظم الفوسفور بالكالسيوم. لبناء الهيكل العظمي، يحتاج الطفل إلى كمية من الفوسفور مثل الكالسيوم. بالإضافة إلى العظام، يوجد الفوسفور في الأنسجة العصبية والدماغية والدم والحليب. في النباتات، كما هو الحال في الحيوانات، الفوسفور جزء من البروتينات.

من الفوسفور الذي يدخل جسم الإنسان مع الطعام، وخاصة البيض واللحوم والحليب والخبز، يتم بناء ATP - حمض أدينوزين ثلاثي الفوسفوريك، الذي يعمل كمجمع وحامل للطاقة، وكذلك الأحماض النووية - DNA و RNA، التي تنقل الطاقة. الخصائص الوراثية للجسم. يتم استهلاك ATP بشكل مكثف في أعضاء الجسم النشطة: الكبد والعضلات والدماغ. ليس من قبيل الصدفة أن أطلق عالم المعادن الشهير وأحد مؤسسي علم الجيوكيمياء الأكاديمي أ. إي. فيرسمان على الفوسفور اسم "عنصر الحياة والفكر".

كما ذكرنا، يوجد الفوسفور في الطبيعة على شكل مركبات موجودة في التربة (أو مذابة في المياه الطبيعية). يتم استخراج الفوسفور من التربة عن طريق النباتات، وتحصل الحيوانات على الفوسفور من الأطعمة النباتية. وبعد موت الكائنات النباتية والحيوانية يعود الفوسفور إلى التربة. هذه هي الطريقة التي تحدث بها دورة الفوسفور في الطبيعة.

فهرس:

أحمدوف ن.س. الكيمياء الصف التاسع: كتاب مدرسي. للتعليم العام كتاب مدرسي المؤسسات. – الطبعة الثانية. – م: التربية، 1999. – 175 ص: مريض.

غابرييليان أو إس. الكيمياء الصف التاسع: كتاب مدرسي. للتعليم العام كتاب مدرسي المؤسسات. – الطبعة الرابعة. - م: حبارى، 2001. - 224 ص: مريض.

غابرييليان أو إس. صفوف الكيمياء 8-9: الطريقة. مخصص. – الطبعة الرابعة. – م: حبارى، 2001. – 128 ص.

إروشين دي.بي.، شيشكين إي.إي. طرق حل المشكلات في الكيمياء: كتاب مدرسي. مخصص. – م: التربية، 1989. – 176 ص: مريض.

Kremenchugskaya M. الكيمياء: كتاب مرجعي لتلميذ المدرسة. - م: فيلول. جمعية "WORD": شركة ذات مسؤولية محدودة "دار النشر AST"، 2001. - 478 ص.

كريتسمان ف. قراءة كتاب الكيمياء غير العضوية. – م: التربية، 1986. – 273 ص.

ملخصات مماثلة:

الزرنيخ (lat. Arsenicum)، كعنصر كيميائي للمجموعة الخامسة من النظام الدوري لمندليف، العدد الذري 33، الكتلة الذرية 74.9216؛ بلورات رمادية الصلب. يتكون العنصر من نظير واحد مستقر

ملخص قسم الكيمياء بجامعة ولاية سورجوت

تربة الغابات السهوب

تتميز بمحتوى الدبال من 1.78-2.46٪.

التربة السوداء القوية

تحتوي على 0.81-1.25% مادة الدبال.

تشيرنوزم عادية

تحتوي على 0.90-1.27% مادة الدبال.

chernozems المتسربة

تحتوي على 1.10-1.43% من المادة الدبالية.

تحتوي تربة الكستناء الداكنة

في المادة الدبالية 0.97-1.30%.

دور في النبات

وظائف الكيمياء الحيوية

مركبات الفوسفور المؤكسدة ضرورية لجميع الكائنات الحية. ولا يمكن لأي خلية حية أن توجد بدونها.

في النباتات، يوجد الفوسفور في المركبات العضوية والمعدنية. وفي الوقت نفسه، يتراوح محتوى المركبات المعدنية من 5 إلى 15٪، والمركبات العضوية - 85-95٪. وتمثل المركبات المعدنية بأملاح البوتاسيوم والكالسيوم والأمونيوم والمغنيسيوم لحمض الأرثوفوسفوريك. الفسفور المعدني للنباتات هو مادة احتياطية، وهو احتياطي لتخليق المركبات العضوية التي تحتوي على الفوسفور. فهو يزيد من قدرة التخزين المؤقت لنسغ الخلية، ويحافظ على تورم الخلية وغيرها من العمليات التي لا تقل أهمية.

المركبات العضوية - الأحماض النووية، فوسفات الأدينوزين، فوسفات السكر، البروتينات النووية والبروتينات الفوسفاتية، الفوسفاتيدات، فيتين.

في المقام الأول من حيث الأهمية للحياة النباتية تأتي الأحماض النووية (RNA وDNA) وفوسفات الأدينوزين (ATP وADP). وتشارك هذه المركبات في العديد من العمليات الحيوية للكائن النباتي: تخليق البروتين، واستقلاب الطاقة، ونقل الخصائص الوراثية.

احماض نووية

فوسفات الأدينوزين

الدور الخاص للفوسفور في الحياة النباتية هو مشاركته في استقلاب الطاقة في الخلية النباتية. الدور الرئيسي في هذه العملية ينتمي إلى فوسفات الأدينوزين. أنها تحتوي على بقايا حمض الفوسفوريك المرتبطة بروابط عالية الطاقة. عندما تتحلل، فإنها تكون قادرة على إطلاق كميات كبيرة من الطاقة.

إنها تمثل نوعًا من مراكم الطاقة، حيث تزودها بالقدر اللازم لتنفيذ جميع العمليات في الخلية.

هناك أحادي فوسفات الأدينوزين (AMP)، وثنائي فوسفات الأدينوزين (ADP)، وأدينوزين ثلاثي الفوسفات (ATP). هذا الأخير يتجاوز بشكل كبير الأولين في احتياطيات الطاقة ويحتل دورًا رائدًا في استقلاب الطاقة. وهو يتكون من الأدينين (قاعدة البيورين) والسكر (الريبوز)، بالإضافة إلى ثلاثة بقايا حمض الفوسفوريك. يحدث تخليق ATP في النباتات أثناء التنفس.

الفوسفاتيدات

الفوسفاتيدات، أو الدهون الفوسفاتية، هي استرات الجلسرين والأحماض الدهنية ذات الوزن الجزيئي العالي وحمض الفوسفوريك. وهي جزء من أغشية الدهون الفسفورية وتنظم نفاذية العضيات الخلوية والبلازما لمواد مختلفة.

يحتوي السيتوبلازم في جميع الخلايا النباتية على الليسيثين، وهو عضو في مجموعة الفوسفاتيد. وهو مشتق من حمض الفوسفوريك ثنائي الجليسريد، وهي مادة شبيهة بالدهون تحتوي على 1.37%.

فوسفات السكر

فوسفات السكر، أو استرات الفوسفور من السكريات، موجودة في جميع الأنسجة النباتية. ومن المعروف أكثر من عشرة مركبات من هذا النوع. أنها تلعب دورا هاما في عمليات التنفس والتمثيل الضوئي في النباتات. يسمى تكوين فوسفات السكر بالفسفرة. يتراوح محتوى فوسفات السكر في النبات حسب العمر والظروف الغذائية من 0.1 إلى 1.0٪ من الوزن الجاف.

يناسب

فيتين هو ملح الكالسيوم والمغنيسيوم من حمض الفوسفوريك اينوزيتول، يحتوي على 27.5٪. وهو يحتل المرتبة الأولى من حيث المحتوى الموجود في النباتات بين المركبات الأخرى التي تحتوي على الفسفور. يتواجد الفيتين في الأعضاء والأنسجة الشابة للنباتات، وخاصة في البذور، حيث يعمل كمادة احتياطية وتستخدمه الشتلات أثناء عملية الإنبات.

الوظائف الرئيسية للفوسفور

يوجد معظم الفوسفور في الأعضاء التناسلية والأجزاء الصغيرة من النباتات. الفوسفور مسؤول عن تسريع تكوين أنظمة جذر النبات. يتم استهلاك الكمية الرئيسية من الفوسفور في المراحل الأولى من التطور والنمو. تتمتع مركبات الفوسفور بالقدرة على الانتقال بسهولة من الأنسجة القديمة إلى الأنسجة الصغيرة وإعادة استخدامها (إعادة تدويرها).

يعد الفوسفور أحد العناصر الشائعة إلى حد ما؛ ويبلغ محتواه في القشرة الأرضية حوالي . بسبب سهولة أكسدته، لا يتواجد الفوسفور في حالة حرة في الطبيعة.

ومن مركبات الفسفور الطبيعية، أهمها أورثوفوسفات الكالسيوم، الذي يشكل في بعض الأحيان رواسب كبيرة على شكل معدن الفوسفوريت. في اتحاد الجمهوريات الاشتراكية السوفياتية، توجد أغنى رواسب الفوسفوريت في جنوب كازاخستان في جبال كاراتاو. غالبًا ما يتم العثور على معدن الأباتيت الذي يحتوي على أو بالإضافة إلى أو. تم اكتشاف رواسب ضخمة من الأباتيت في العشرينات من القرن الحالي في شبه جزيرة كولا.

وتعتبر هذه الوديعة هي الأكبر في العالم من حيث احتياطياتها.

الفوسفور، مثل النيتروجين، ضروري لجميع الكائنات الحية، لأنه جزء من بعض البروتينات من أصل نباتي وحيواني. في النباتات، يوجد الفسفور بشكل رئيسي في بروتينات البذور، في الكائنات الحيوانية - في الحليب والدم والدماغ والبروتينات العصبية، بالإضافة إلى ذلك، توجد كميات كبيرة من الفوسفور في عظام الفقاريات، بشكل رئيسي في شكل مركبات و. في شكل بقايا حمضية من حمض الفوسفوريك، يعد الفوسفور جزءًا من الأحماض النووية - وهي مركبات بوليمر عضوية معقدة موجودة في جميع الكائنات الحية. وتشارك هذه الأحماض بشكل مباشر في عمليات نقل الخصائص الوراثية للخلية الحية.

المواد الخام لإنتاج الفوسفور ومركباته هي الفوسفوريت والأباتيت. يتم سحق الفوسفوريت الطبيعي أو الأباتيت وخلطه بالرمل والفحم وتسخينه في أفران باستخدام التيار الكهربائي دون الوصول إلى الهواء.

لفهم التفاعل الذي يحدث، تخيل فوسفات الكالسيوم كمركب من أكسيد الكالسيوم مع أنهيدريد الفوسفوريك، ويتكون الرمل بشكل رئيسي من ثاني أكسيد السيليكون. عند درجات الحرارة المرتفعة، يزيح ثاني أكسيد السيليكون أنهيدريد الفوسفور، ويتحد مع أكسيد الكالسيوم، ويشكل سيليكات الكالسيوم منخفضة الذوبان، ويتم اختزال أنهيدريد الفوسفور بالفحم إلى الفوسفور الحر:

وبجمع المعادلتين نحصل على:

يتم إطلاق الفوسفور على شكل بخار، والذي يتكثف في جهاز الاستقبال تحت الماء.

يشكل الفوسفور العديد من التعديلات المتآصلة.

يتم الحصول على الفوسفور الأبيض في الحالة الصلبة عن طريق تبريد بخار الفسفور بسرعة؛ كثافته. في شكله النقي، يكون الفسفور الأبيض عديم اللون وشفافًا تمامًا؛ عادة ما يكون المنتج التجاري مصفر اللون ويشبه الشمع في مظهره. في البرد، يكون الفسفور الأبيض هشًا، ولكن في درجات الحرارة المرتفعة يصبح طريًا ويمكن قطعه بسهولة بالسكين.

في الهواء، يتأكسد الفسفور الأبيض بسرعة كبيرة ويتوهج في الظلام. ومن هنا جاء اسم "الفوسفور"، والذي يعني في اليونانية "حامل الضوء". حتى مع التسخين المنخفض، الذي يكون الاحتكاك البسيط كافيا، يحترق الفوسفور، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة. يمكن أيضًا أن يشتعل الفوسفور تلقائيًا في الهواء بسبب إطلاق الحرارة أثناء الأكسدة.

ولحماية الفسفور الأبيض من الأكسدة، يتم تخزينه تحت الماء. الفوسفور الأبيض غير قابل للذوبان في الماء؛ يذوب جيدا في ثاني كبريتيد الكربون.

يحتوي الفوسفور الأبيض على شبكة بلورية جزيئية توجد في عقدها جزيئات رباعية السطوح. قوة الروابط بين الذرات في هذه الجزيئات صغيرة نسبيًا. وهذا ما يفسر النشاط الكيميائي العالي للفسفور الأبيض.

الفوسفور الأبيض هو سم قوي، حتى في الجرعات الصغيرة فهو مميت.

إذا تم تسخين الفوسفور الأبيض لفترة طويلة دون وصول الهواء إليه، فإنه يتحول إلى تعديل آخر للفوسفور، وهو ذو لون أحمر بنفسجي ويسمى الفوسفور الأحمر. ويحدث نفس التحول، ولكن ببطء شديد، تحت تأثير الضوء.

يختلف الفوسفور الأحمر كثيرًا في خصائصه عن الفسفور الأبيض: فهو يتأكسد ببطء شديد في الهواء، ولا يتوهج في الظلام، ولا يضيء إلا عندما، ولا يذوب في ثاني كبريتيد الكربون، وهو غير سام. كثافة الفسفور الأحمر . وترجع الكثافة المتغيرة إلى أن الفوسفور الأحمر يتكون من عدة أشكال. هيكلها غير مفهوم تمامًا، لكن من المعروف أنها مواد بوليمرية.

عند تسخينه بقوة، يتبخر الفسفور الأحمر (يتسامي) دون أن ينصهر. وعندما يبرد البخار، يتم الحصول على الفوسفور الأبيض.

ويتكون الفوسفور الأسود من الفوسفور الأبيض عند تسخينه إلى ضغط مرتفع جداً. يبدو مثل الجرافيت، وهو دهني الملمس وأثقل من التعديلات الأخرى؛ كثافته هي . الفوسفور الأسود هو أشباه الموصلات.

استخدامات الفوسفور متنوعة للغاية. يتم إنفاق مبلغ كبير منه على إنتاج أعواد الثقاب.

يستخدم الفسفور الأحمر في صناعة أعواد الثقاب؛ إنه موجود في الكتلة التي يتم تطبيقها على علبة الثقاب. يتكون رأس عود الثقاب من خليط من المواد القابلة للاشتعال مع الملح ومركبات تحفز تحلل الملح، الخ.)

بالإضافة إلى إنتاج المباراة، يستخدم الفوسفور في علم المعادن. يتم استخدامه لإنتاج بعض أشباه الموصلات - فوسفيد الغاليوم، فوسفيد الإنديوم. ويتم إضافته إلى أشباه الموصلات الأخرى بكميات صغيرة جدًا كمواد مضافة ضرورية. بالإضافة إلى ذلك، فهو يدخل في تركيب بعض المواد المعدنية، مثل برونز القصدير.

عندما يحترق الفسفور، ينتج دخان أبيض كثيف؛ لذلك، يتم استخدام الفسفور الأبيض لتجهيز الذخائر (قذائف مدفعية، قنابل جوية، إلخ) المخصصة لتشكيل ستائر من الدخان.

يتم استخدام كمية كبيرة من الفوسفور لإنتاج مستحضرات الفسفور العضوي، والتي تشمل وسائل فعالة للغاية لقتل الآفات الحشرية.

الفوسفور الحر نشط للغاية. فهو يتفاعل بشكل مباشر مع العديد من المواد البسيطة، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة. يتم دمج الفوسفور بسهولة مع الأكسجين، ثم مع الهالوجينات والكبريت والعديد من المعادن، وفي الحالة الأخيرة يتم تشكيل الفوسفيدات، على غرار النتريدات - على سبيل المثال، وما إلى ذلك. كل هذه الخصائص واضحة بشكل خاص في الفوسفور الأبيض؛ يتفاعل الفسفور الأحمر بقوة أقل، أما الفوسفور الأسود فيدخل عمومًا في التفاعلات الكيميائية بصعوبة.

يخطط:

مقدمة……………………………………………………………………………………….	3
تاريخ تطور الفوسفور ……………………………………………	3
المركبات الطبيعية وإنتاج الفسفور ...........................................	4
الخواص الكيميائية………………………………………………………………	4
التغيرات المتآصلة ……………………………………………	5
ابيض………………………………………………………………………………………..	6
ب) الأحمر ………………………………………………………….	7
ج) أسود …………………………………………………………….	7
أكاسيد الفوسفور …………………………………………………………………………………………………………………………	7
صحيح حامض الفوسفوريك…………………………………………………………...	9
أورثوفوسفات ………………………………………………………………	11
الفوسفور في جسم الإنسان …………………………………………..	11
اعواد الكبريت……………………………………………………………………………….	12
الأسمدة الفوسفورية ………………………………………………..	12
خاتمة………………………………………………………………………….	14
1. قيمة الفوسفور ……………………………………………..	14
2. تطبيق الفوسفور …………………………………………………………	15
فهرس………………………………………………...	17

مقدمة

تتضمن المجموعة الخامسة من الجدول الدوري عنصرين نموذجيين - النيتروجين والفوسفور - ومجموعات فرعية من الزرنيخ والفاناديوم. يوجد فرق كبير في الخصائص بين العنصرين النموذجيين الأول والثاني.

في حالة المواد البسيطة، يكون النيتروجين غازًا، والفوسفور مادة صلبة. تلقت هاتان المادتان نطاقًا واسعًا من التطبيقات، على الرغم من أنه عندما تم عزل النيتروجين لأول مرة من الهواء كان يعتبر غازًا ضارًا، ويمكن كسب مبلغ كبير من المال من بيع الفوسفور (تم تقييم الفوسفور لقدرته على التوهج في الهواء). الظلام).

تاريخ اكتشاف الفوسفور

ومن المفارقات أنه تم اكتشاف الفوسفور عدة مرات. وفي كل مرة حصلنا عليه من... البول. وهناك إشارات إلى أن الكيميائي العربي ألهيد بيهل (القرن الثاني عشر) اكتشف الفسفور عن طريق تقطير البول الممزوج بالطين والجير والفحم. ومع ذلك، يعتبر تاريخ اكتشاف الفوسفور هو 1669. قام عالم الكيمياء الهواة في هامبورغ هينينغ براند، وهو تاجر مفلس يحلم بتحسين شؤونه بمساعدة الكيمياء، بمعالجة مجموعة واسعة من المنتجات. ومن خلال نظرية مفادها أن المنتجات الفسيولوجية قد تحتوي على "المادة البدائية" التي يُعتقد أنها أساس حجر الفلاسفة، أصبح براند مهتمًا بالبول البشري.

قام بجمع حوالي طن من البول من ثكنات الجنود وبخره ليشكل سائلًا شرابيًا. قام بتقطير هذا السائل مرة أخرى وحصل على "زيت بول" أحمر ثقيل تم تقطيره لتكوين بقايا صلبة. أثناء تسخين الأخير، دون وصول الهواء، لاحظ تكوين دخان أبيض، يستقر على جدران السفينة ويضيء بشكل مشرق في الظلام. قام براند بتسمية المادة التي حصل عليها بالفوسفور، والتي تُترجم من اليونانية وتعني "جالب الضوء".

لعدة سنوات، تم الاحتفاظ "بوصفة تحضير" الفوسفور بسرية تامة ولم تكن معروفة إلا لعدد قليل من الكيميائيين. تم اكتشاف الفوسفور للمرة الثالثة على يد ر. بويل عام 1680.

في شكل معدل قليلاً، تم أيضًا استخدام الطريقة القديمة لإنتاج الفوسفور في القرن الثامن عشر: تم استخدام خليط من البول مع أكسيد الرصاص (PbO)، ملح الطعام (NaCl)، البوتاس (K 2 CO 3) والفحم (C). ساخنة. فقط في عام 1777، طور K. V. Scheele طريقة للحصول على الفسفور من قرون وعظام الحيوانات.

المركبات الطبيعية وإنتاج الفوسفور

من حيث الوفرة في القشرة الأرضية، يتفوق الفوسفور على النيتروجين والكبريت والكلور. على عكس النيتروجين، فإن الفوسفور، بسبب نشاطه الكيميائي العالي، يوجد في الطبيعة فقط في شكل مركبات. أهم معادن الفوسفور هي الأباتيت Ca 5 X (PO 4) 3 (X - الفلور، وفي كثير من الأحيان مجموعة الكلور والهيدروكسيل) والفوسفوريت، الذي أساسه Ca 3 (PO 4) 2. يقع أكبر رواسب الأباتيت في شبه جزيرة كولا في منطقة جبال خيبيني. توجد رواسب الفوسفوريت في جبال كاراتاو وفي مناطق موسكو وكالوغا وبريانسك وأماكن أخرى. الفوسفور جزء من بعض المواد البروتينية الموجودة في الأعضاء التوليدية للنباتات وفي الأنسجة العصبية والعظمية للحيوانات والبشر. خلايا الدماغ غنية بشكل خاص بالفوسفور.

اليوم، يتم إنتاج الفوسفور في الأفران الكهربائية عن طريق اختزال الأباتيت بالفحم في وجود السيليكا:

Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO 3 +5CO+P 2 .

يتكون بخار الفوسفور في درجة الحرارة هذه تقريبًا بالكامل من جزيئات P2، والتي تتكثف عند التبريد إلى جزيئات P4.

الخواص الكيميائية

التكوين الإلكتروني لذرة الفوسفور

1س 2 2س 2 2ف 6 3س 2 3ف 3 3د 0

تحتوي طبقة الإلكترون الخارجية على 5 إلكترونات. يوضح وجود ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة على مستوى الطاقة الخارجي أنه في الحالة الطبيعية غير المثارة، يكون تكافؤ الفوسفور 3.

ولكن عند مستوى الطاقة الثالث توجد خلايا شاغرة من المدارات d، لذلك، عند الانتقال إلى الحالة المثارة، سوف تنفصل إلكترونات 3S وتنتقل إلى المستوى الفرعي d، مما يؤدي إلى تكوين 5 عناصر غير متزاوجة.

وبالتالي، فإن تكافؤ الفوسفور في الحالة المثارة هو 5.

في المركبات، يظهر الفوسفور عادةً حالة أكسدة تبلغ +5، وفي كثير من الأحيان +3، -3.

1. التفاعلات مع الأكسجين:

4ف0+5أو2
2ف2+5يا5

(مع نقص الأكسجين: 4P 0 + 3O 2 2 ص 2 +3 يا 3 )

2. مع الهالوجينات والكبريت:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

ف 0 + 5 ق 2 +5 ق 5

(تتحلل هاليدات الفوسفور بسهولة بالماء، على سبيل المثال:

PCl 3 + 3H 2 O  H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H2OH3PO4 + 5HCl)

3. مع حمض النيتريك:

3ف 0 + 5HN +5 يا 3 + 2 ح 2 يا  3 ح 3 ف +5 يا 4 + 5 ن +2 يا

4. يشكل الفوسفيدات مع المعادن، حيث يظهر الفوسفور حالة أكسدة قدرها 3:

2 ف 0 + 3 ملغ  ملغ 3 ف 2 -3

(يتحلل فوسفيد المغنيسيوم بسهولة بالماء ملغ 3 ص 2 + 6 ساعات 2 يا 3 ملغ (أوه) 2 +2PH 3 (الفوسفين))

3لي + ف  لي 3 ف -3

5. مع القلويات:

4P + 3NaOH + 3H2O  PH3 + 3NaH2PO2

في التفاعلات (1،2،3) - يعمل الفوسفور ك الحد من وكيلفي رد الفعل (4) - كما مؤكسد; رد فعل (5) - مثال على رد فعل عدم التناسب.

يمكن أن يكون الفوسفور عامل اختزال وعامل مؤكسد.

التغيرات المتآصلة

في الحالة الحرة، يشكل الفوسفور العديد من التعديلات المتآصلة. ويفسر ذلك حقيقة أن ذرات الفوسفور قادرة على الترابط لتكوين شبكات بلورية من أنواع مختلفة.
الجدول 1

الخصائص الفيزيائية للفوسفور

تعديل تآصلية	كثافة،	ر رر,	تي بال,	المظهر والميزات المميزة
أبيض	1,73	44,1	280,5	مسحوق بلوري أبيض، سام، يشتعل تلقائيا في الهواء. عند 280-300 درجة مئوية يتحول إلى اللون الأحمر
أحمر	2,3	590	يتسامى عند حوالي 400 درجة مئوية	مسحوق بلوري أحمر أو غير متبلور، غير سام. عند 220 درجة مئوية و12  10 8 باسكال يتحول إلى فسفور أسود. يضيء في الهواء فقط عند إشعاله
أسود	2,7	وعند تسخينه يتحول إلى فوسفور أحمر		هيكل يشبه الجرافيت. في الظروف العادية - أشباه الموصلات، تحت الضغط يوصل التيار الكهربائي مثل المعدن

ب التعديل الأبيض للفوسفور، الناتجة عن تكثيف الأبخرة، لديها شبكة بلورية جزيئية، في العقد التي توجد بها جزيئات P4 (الشكل 1). بسبب ضعف القوى بين الجزيئات، يكون الفوسفور الأبيض متطايرًا وقابلاً للانصهار ويمكن قطعه بسكين ويذوب في المذيبات غير القطبية، مثل ثاني كبريتيد الكربون. الفوسفور الأبيض مادة شديدة التفاعل. يتفاعل بقوة مع الأكسجين والهالوجينات والكبريت والمعادن. ويصاحب أكسدة الفوسفور في الهواء تسخين وتوهج. ولذلك يتم تخزين الفوسفور الأبيض تحت الماء ولا يتفاعل معه. الفوسفور الأبيض سام للغاية.

يذهب حوالي 80٪ من إجمالي إنتاج الفسفور الأبيض إلى تخليق حمض الأرثوفوسفوريك النقي. ويستخدم بدوره لإنتاج بولي فوسفات الصوديوم (يتم استخدامه لتقليل صلابة مياه الشرب) وفوسفات الطعام. أما ما تبقى من الفسفور الأبيض فيستخدم في صنع مواد تشكل دخاناً وخلائط حارقة.

احتياطات السلامة. في إنتاج الفوسفور ومركباته، هناك حاجة إلى احتياطات خاصة، لأن الفوسفور الأبيض سم قوي. العمل لفترة طويلة في جو من الفسفور الأبيض يمكن أن يؤدي إلى أمراض العظام، وفقدان الأسنان، ونخر مناطق الفك. عند اشتعال الفوسفور الأبيض فإنه يسبب حروقا مؤلمة لا تلتئم لفترة طويلة. يجب تخزين الفوسفور الأبيض تحت الماء في حاويات محكمة الغلق. يتم إطفاء الفوسفور المحترق بثاني أكسيد الكربون أو محلول CuSO 4 أو الرمل. يجب غسل الجلد المحروق بمحلول Km nO 4 أو CuSO 4 . الترياق للتسمم بالفوسفور هو محلول 2٪ CuSO 4.

ص أثناء التخزين طويل الأمد، وكذلك عند تسخينه، يصبح الفوسفور الأبيض في التعديل باللون الأحمر(تم استلامه لأول مرة فقط في عام 1847). يشير اسم الفوسفور الأحمر إلى عدة تعديلات تختلف في الكثافة واللون: فهو يتراوح من البرتقالي إلى الأحمر الداكن وحتى الأرجواني. جميع أنواع الفوسفور الأحمر غير قابلة للذوبان في المذيبات العضوية، وبالمقارنة مع الفوسفور الأبيض، فهي أقل تفاعلاً ولها بنية بوليمرية: وهي عبارة عن رباعيات رباعية الأوجه P4 مرتبطة ببعضها البعض في سلاسل لا نهاية لها (الشكل 2).

ويستخدم الفوسفور الأحمر في صناعة المعادن وإنتاج المواد شبه الموصلة والمصابيح المتوهجة، كما يستخدم في إنتاج أعواد الثقاب.

ن التعديل الأكثر استقرارا للفوسفور هو الفوسفور الأسود. يتم الحصول عليه عن طريق التحول التآصلي للفسفور الأبيض عند درجة حرارة = 220 درجة مئوية وضغط مرتفع. في المظهر يشبه الجرافيت. يتكون التركيب البلوري للفسفور الأسود من طبقات، ويتكون من طبقات مموجة (الشكل 3). الفسفور الأسود هو التعديل الأقل نشاطًا للفوسفور. عند تسخينه دون الوصول إلى الهواء، فإنه، مثل اللون الأحمر، يتحول إلى بخار يتكثف منه إلى الفوسفور الأبيض.

أكسيد الفوسفور (V).

P2+5O5 أنهيدريد الفوسفوريك (أكسيد الفوسفور (V))

بلورات بيضاء، ر 0 ر. = 570 0 درجة مئوية، 0 غليان. = 600 0 درجة مئوية،  = 2.7 جم/سم3. لديه عدة تعديلات. ويتكون في البخار من جزيئات P4H10، وهو شديد الرطوبة (يستخدم كمجفف للغازات والسوائل).

إيصال

4P + 5O 2  2P 2 O 5

الخواص الكيميائية

جميع الخواص الكيميائية للأكاسيد الحمضية: تتفاعل مع الماء والأكاسيد القاعدية والقلويات

1) ص 2 يا 5 + ح 2 يا  2 هبو 3 (حمض الميتافوسفوريك)

P 2 O 5 + 2 H 2 O  H 4 P 2 O 7 (حمض البيروفوسفوريك)

P 2 O 5 + 3 H 2 O  2 H 3 PO 4 (حمض الأرثوفوسفوريك)

2) ص 2 يا 5 + 3باو با 3 (ص. 4 ) 2

اعتمادًا على فائض القلويات تتشكل أملاح متوسطة وحمضية:

فوسفات هيدروجين الصوديوم

فوسفات هيدروجين الصوديوم

بسبب استرطابيته الاستثنائية، يتم استخدام أكسيد الفوسفور (V) في التكنولوجيا المخبرية والصناعية كعامل تجفيف وتجفيف. في تأثيره المجفف يتفوق على جميع المواد الأخرى. تتم إزالة الماء المرتبط كيميائيًا من حمض البيركلوريك اللامائي لتكوين أنهيدريده:

عن حمض الفسفوريك. ومن المعروف أن العديد من الأحماض التي تحتوي على الفوسفور. وأهمها حمض الأرثوفوسفوريك H 3 PO 4 (الشكل 5).

حمض الأرثوفوسفوريك اللامائي عبارة عن بلورات شفافة خفيفة تنتشر في الهواء عند درجة حرارة الغرفة. نقطة الانصهار 42.35 0 درجة مئوية. يشكل حمض الفوسفوريك محاليل بأي تركيز مع الماء.

يتوافق حمض الأرثوفوسفوريك مع الصيغة الهيكلية التالية:

ر
حمض الفوسفوريك في المختبر يحصلأكسدة الفوسفور بحمض النيتريك 30%:

4. يتفاعل مع القواعد والأمونيا. إذا تم تناول الحمض بكميات زائدة، تتكون أملاح حمضية:

فوسفات هيدروجين الصوديوم

فوسفات هيدروجين الصوديوم

5. يتفاعل مع أملاح الأحماض الضعيفة:

1. 
   عند تسخينه يتحول تدريجياً إلى حمض الميتافوسفوريك:

ثنائي الفوسفور

حامض

2. عند تعرضها لمحلول نترات الفضة (I) يظهر راسب أصفر:

أصفر

الرواسب

3. يلعب حمض الأرثوفوسفوريك دورًا مهمًا في حياة الحيوانات والنباتات.بقاياه هي جزء من حمض الأدينوزين ثلاثي الفوسفوريك ATP.

عندما ينهار ATP، يتم إطلاق كمية كبيرة من الطاقة.

أورثوفوسفات. يشكل حمض الفوسفوريك ثلاث سلاسل من الأملاح. إذا قمنا بتعيين ذرات المعدن بالحرفين Me، فيمكننا تصوير تكوين أملاحه بشكل عام (الجدول 3).

الجدول 3

الصيغ الكيميائية للأرثوفوسفات المحتوية على معادن

أحادي التكافؤ	ثنائي التكافؤ	ثلاثي التكافؤ
	أورثوفوسفات أنا 3 (ص 4) 2	أنا 3 ص 4
	أورثوفوسفات الهيدروجين	أنا 2 (نرو 4) 3
	أورثوفوسفات ثنائي الهيدروجين أنا(ح2ص4)2	أنا(ح2ص4)3

بدلا من المعدن أحادي التكافؤ، قد يتضمن تكوين جزيئات الأرثوفوسفات مجموعة الأمونيوم: (NH 4) 3 PO 4 - أورثوفوسفات الأمونيوم؛

(NH 4) 2 HPO 4 - أورثوفوسفات هيدروجين الأمونيوم؛ NH 4 H 2 PO 4 - أورثوفوسفات الأمونيوم ثنائي هيدروجين.

تستخدم أورثوفوسفات الكالسيوم والأمونيوم وهيدروفوسفات على نطاق واسع كأسمدة، وتستخدم أورثوفوسفات الصوديوم وهيدروفوسفات الصوديوم لترسيب أملاح الكالسيوم من الماء.

الفوسفور في جسم الإنسان

في جسم إنسان يزن 70 كجم. يحتوي على حوالي 780 جرام من الفوسفور. ويوجد الفوسفور على شكل فوسفات الكالسيوم في عظام الإنسان والحيوان. وهو أيضًا جزء من البروتينات والدهون الفوسفاتية والأحماض النووية. وتشارك مركبات الفوسفور في استقلاب الطاقة (حمض الأدينيسين ثلاثي الفوسفوريك، ATP). تبلغ حاجة جسم الإنسان اليومية من الفوسفور 1.2 جرام، ونستهلك الكمية الرئيسية منه مع الحليب والخبز (100 جرام من الخبز تحتوي على ما يقرب من 200 ملجم من الفوسفور). تعتبر الأسماك والفاصوليا وبعض أنواع الجبن غنية بالفوسفور.

ومن المثير للاهتمام أنه من أجل التغذية السليمة من الضروري الحفاظ على التوازن بين كمية الفوسفور والكالسيوم المستهلكة: النسبة المثلى في هذه العناصر الغذائية هي 1.51. تؤدي الأطعمة الغنية بالفوسفور الزائد إلى ترشيح الكالسيوم من العظام، ومع زيادة الكالسيوم، يتطور تحص بولي.

اعواد الكبريت

السطح المحترق لعلبة الثقاب مطلي بخليط من الفوسفور الأحمر ومسحوق الزجاج. يتضمن تكوين رأس المباراة عوامل مؤكسدة (PbO 2، KСlO 3، BaCrO 4) وعوامل اختزال (S، Sb 2 S 3). عند الاحتكاك من سطح الإشعال، يشتعل الخليط المطبق على عود الثقاب:

لم يتم إنشاء أعواد الثقاب الفسفورية الأولى - برأس مصنوع من الفسفور الأبيض - إلا في عام 1827. وكانت هذه الثقاب تشتعل عند فركها على أي سطح، مما أدى في كثير من الأحيان إلى نشوب حرائق. وبالإضافة إلى ذلك، فإن الفوسفور الأبيض سام للغاية. تم وصف حالات التسمم بأعواد الثقاب الفوسفورية، سواء بسبب التعامل مع الإهمال أو بغرض الانتحار: ولهذا كان يكفي أكل عدد قليل من رؤوس أعواد الثقاب. ولهذا السبب تم استبدال أعواد الثقاب الفوسفورية بأعواد ثقاب آمنة تخدمنا بأمانة حتى يومنا هذا. بدأ الإنتاج الصناعي لأعواد الثقاب الآمنة في السويد في الستينيات. القرن التاسع عشر.

الأسمدة الفوسفورية

الأسمدة المعدنية هي مصدر للعناصر الغذائية المختلفة للنباتات وخصائص التربة، وعلى رأسها النيتروجين والفوسفور والبوتاسيوم، ومن ثم الكالسيوم والمغنيسيوم والكبريت والحديد.

الفوسفور جزء من العديد من المركبات العضوية في النباتات. تنظم التغذية بالفوسفور نمو وتطور النباتات.

المواد الأولية لإنتاج الأسمدة الفوسفاتية والفوسفور وجميع مركبات الفوسفور هي خامات الأباتيت والفوسفات. يتم التعبير عن تركيبة الأباتيت في أغلب الأحيان بالصيغة Ca 5 (PO 4) 3 F (الفلوراباتيت). تختلف الفوسفوريت عن الفلورباتيت في أنها تحتوي على OH - أو بدلاً من أيونات F
. يحتوي الفوسفوريت عادة على شوائب أكثر من الفلوراباتيت.

في روسيا ما قبل الثورة، كانت معروفة ومتطورة فقط رواسب رقيقة من الفوسفوريتات ذات الجودة المنخفضة. لذلك، كان الحدث ذو الأهمية الاقتصادية الوطنية الهائلة هو اكتشاف رواسب الأباتيت في شبه جزيرة كولا في جبال خيبيني في عشرينيات القرن الماضي. تم بناء مصنع معالجة كبير هنا، والذي يفصل الصخور المستخرجة إلى مركز يحتوي على نسبة عالية من الفوسفور والشوائب - "مخلفات النيفلين"، المستخدمة لإنتاج الألومنيوم والصودا والبوتاس والأسمنت.

تم اكتشاف رواسب قوية من الفوسفوريت في جنوب كازاخستان، في جبال كاراتاو.

أرخص سماد فوسفوري هو الفوسفوريت المطحون جيدًا - صخور الفوسفات. ويوجد الفوسفور فيه على شكل فوسفات الكالسيوم غير القابل للذوبان في الماء Ca 3 (PO 4) 2. ولذلك، لا يتم امتصاص الفوسفور من قبل جميع النباتات وليس في جميع أنواع التربة. تتم معالجة الجزء الأكبر من خامات الفوسفور المستخرجة بالطرق الكيميائية لتحويلها إلى مواد متاحة لجميع النباتات على أي تربة. هذه هي فوسفات الكالسيوم القابلة للذوبان في الماء:

سوبر فوسفات مزدوج(اللون والمظهر مشابهان للسوبر فوسفات البسيط - مسحوق رمادي ناعم الحبيبات).

يتم الحصول عليه عن طريق العمل على الفوسفات الطبيعي مع حمض الفوسفوريك:

بالمقارنة مع السوبر فوسفات البسيط، فهو لا يحتوي على CaSO 4 وهو سماد مركز بشكل كبير (يحتوي على ما يصل إلى 50٪ P 2 O 5).

ترسب– يحتوي على 35-40% ف2أو5.

تم الحصول عليه عن طريق تحييد حمض الفوسفوريك بمحلول هيدروكسيد الكالسيوم:

يستخدم في التربة الحمضية.

أموفوس – معقد سماد يحتوي على النيتروجين (حتى 15% ن) والفوسفور (حتى 58% ف 2 أو 5) على شكل NH 4 H 2 PO 4 و (NH 4) 2 H PO 4. يتم الحصول عليه عن طريق تحييد حمض الفوسفوريك بالأمونيا.

في السابق، لأكثر من 100 عام، ما يسمى ب سوبر فوسفات بسيطوالذي يتكون من تأثير حامض الكبريتيك على فوسفات الكالسيوم الطبيعي:

في هذه الحالة، يتفاعل حمض الكبريتيك مع فوسفات الكالسيوم بشكل أقل نسبيًا مقارنةً بإنتاج حمض الفوسفوريك منه. والنتيجة هي خليط من فوسفات ثنائي هيدروجين الكالسيوم وكبريتات الكالسيوم. هذا سماد يحتوي على نسبة كتلة P 2 O 5 لا تزيد عن 20٪. الآن يتم إنتاج السوبر فوسفات البسيط على نطاق صغير نسبيًا في المصانع التي تم بناؤها مسبقًا.

تكوين معقد. يحتوي على P، Ca، Si، C، Fe وعناصر أخرى

معقد

أموفوس



أموفوسكا



نيتروأموفوس

خاتمة

1. 
   قيمة الفوسفور

ولحمض الفوسفوريك أهمية كبيرة باعتباره أحد أهم مكونات تغذية النبات. يستخدم الفوسفور من قبل النباتات لبناء أجزائها الأكثر حيوية - البذور والفواكه.

تعتبر مشتقات حمض الأورثوفوسفوريك ضرورية للغاية ليس فقط للنباتات، ولكن أيضًا للحيوانات. تتكون العظام والأسنان والأصداف والمخالب والإبر والأشواك في معظم الكائنات الحية بشكل أساسي من أورثوفوسفات الكالسيوم. بالإضافة إلى ذلك، فإن حمض الأورثوفوسفوريك، الذي يشكل مركبات مختلفة بمواد عضوية، يشارك بنشاط في عمليات التمثيل الغذائي للكائن الحي مع البيئة. ونتيجة لذلك، توجد مشتقات الفوسفور في العظام والدماغ والدم والعضلات والأنسجة الضامة للإنسان والحيوان. يوجد بشكل خاص الكثير من حمض الأرثوفوسفوريك في تكوين الخلايا العصبية (الدماغ)، مما سمح لـ A.E. أطلق فيرسمان 1، عالم الجيوكيمياء الشهير، على الفوسفور اسم "عنصر الفكر". إن انخفاض محتوى مركبات الفوسفور في النظام الغذائي أو إدخالها في شكل غير قابل للهضم له تأثير سلبي للغاية على حالة الجسم (مرض الحيوان مع الكساح وفقر الدم وما إلى ذلك).

1. 
   تطبيق الفوسفور

يستخدم حمض الفوسفوريك حاليًا على نطاق واسع. المستهلك الرئيسي لها هو إنتاج الفوسفات والأسمدة المركبة. ولهذه الأغراض، يتم استخراج حوالي 100 مليون طن من الخام المحتوي على الفوسفور سنويًا في جميع أنحاء العالم. ولا تساعد الأسمدة الفوسفورية على زيادة إنتاجية المحاصيل الزراعية المختلفة فحسب، بل تمنح النباتات أيضًا صلابة الشتاء ومقاومة الظروف المناخية غير المواتية الأخرى، وتهيئ الظروف. لتسريع نضج المحاصيل في المناطق ذات موسم النمو القصير. كما أنها لها تأثير مفيد على التربة، وتعزيز هيكلتها، وتطوير بكتيريا التربة، وتغيير قابلية ذوبان المواد الأخرى الموجودة في التربة وقمع بعض المواد العضوية الضارة التي تتشكل.

تستهلك صناعة المواد الغذائية الكثير من حمض الأرثوفوسفوريك. الحقيقة هي أن مذاق حمض الأرثوفوسفوريك المخفف لطيف للغاية وأن إضافاته الصغيرة إلى مربى البرتقال وعصير الليمون والشراب تعمل على تحسين مذاقها بشكل كبير. بعض أملاح حمض الفوسفوريك لها هذه الخاصية أيضًا. على سبيل المثال، تم تضمين فوسفات هيدروجين الكالسيوم منذ فترة طويلة في مساحيق الخبز، مما يحسن طعم الكعك والخبز.

التطبيقات الصناعية الأخرى لحمض الأرثوفوسفوريك مثيرة للاهتمام أيضًا. فمثلاً لوحظ أن تشريب الخشب بالحمض نفسه وأملاحه يجعل الخشب غير قابل للاشتعال. وعلى هذا الأساس يتم الآن إنتاج الدهانات المقاومة للحريق وألواح الخشب الفوسفورية غير القابلة للاشتعال ورغوة الفوسفات غير القابلة للاشتعال ومواد البناء الأخرى.

تستخدم أملاح حمض الفوسفوريك المختلفة على نطاق واسع في العديد من الصناعات، في البناء، ومجالات التكنولوجيا المختلفة، في المرافق العامة والحياة اليومية، للحماية من الإشعاع، لتليين المياه، ومكافحة حجم الغلايات وتصنيع المنظفات المختلفة.

يعمل حمض الفوسفوريك والأحماض المكثفة والفوسفات المجففة كمحفزات في عمليات الجفاف والأكلة والبلمرة للهيدروكربونات.

تحتل مركبات الفسفور العضوي مكانة خاصة كمستخلصات وملدنات ومواد تشحيم ومضافات مسحوقية ومواد ماصة في وحدات التبريد. تُستخدم أملاح فوسفات الألكيل الحمضي كمواد خافضة للتوتر السطحي، ومضادات التجمد، وأسمدة خاصة، ومضادات تخثر اللاتكس، وما إلى ذلك. وتستخدم فوسفات الألكيل الحمضية في معالجة سوائل خام اليورانيوم.

قائمة الأدبيات المستخدمة:

1. 
   إف جي فيلدمان، جي إي رودزيتيس. كيمياء. كتاب مدرسي للصف التاسع مؤسسات التعليم العام. - م، الطبعة الخامسة، التنوير، 1997.
2. 
   كيمياء. المواد المرجعية. حرره Yu.D.Tretyakov، - M.، التعليم، 1984.
3. 
   كيمياء. دليل تلاميذ المدارس، - م، 1995.
4. 
   كيمياء. موسوعة للأطفال. المجلد 17، أفانتا، 2000.
5. 
   فيسر دبليو جيه، الفوسفور ومركباتهالعابرة. من اللغة الإنجليزية - م.، 1963.
6. 
   إنترنت: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 فيرسمان ألكسندر إيفجينيفيتش، عالم جيوكيميائي ومعادن سوفيتي، أكاديمي في أكاديمية العلوم في اتحاد الجمهوريات الاشتراكية السوفياتية (1919). طالب V. I. فيرنادسكي.