Пост фосфор в природата. Природни съединения и производство на фосфор. Киселини и техните соли

ФОСФОР (ФОСФОР)

145. Фосфорът в природата. Получаване и свойства на фосфора.

Фосфорът е един от доста често срещаните елементи; съдържанието му в земната кора е около 0,1% (мас.). Поради лесното си окисляване фосфорът не се среща в природата в свободно състояние.

От естествените фосфорни съединения най-важен е калциевият ортофосфат Ca 3 (PO 4) 2, който понякога образува големи отлагания под формата на минерала фосфорит. В СССР най-богатите находища на фосфорити се намират в Южен Казахстан в планината Каратау. Често се среща и минералът апатит, който съдържа освен Ca 3 (PO 4) 2 също CaF 2 или CaCl 2. През двадесетте години на нашия век на полуостров Кола са открити огромни находища на апатит.

Това находище е най-голямото в света по запаси.

Фосфорът, подобно на азота, е необходим за всички живи същества, тъй като е част от някои протеини от растителен и животински произход. В растенията фосфорът се съдържа главно в протеините на семената, в животинските организми - в протеините на млякото, кръвта, мозъка и нервната тъкан. В допълнение, голямо количество фосфор се съдържа в костите на гръбначните животни, главно под формата на съединения 3Ca 3 (PO 4) 2 · Ca (OH) 2 и 3Ca 3 (PO 4) 2 · CaCO 3 · H 2 O Под формата на киселинен остатък от фосфор Фосфорната киселина е част от нуклеинови киселини - сложни органични полимерни съединения, открити във всички живи организми. Тези киселини са пряко включени в процесите на прехвърляне на наследствените свойства на живата клетка.

Суровините за производството на фосфор и неговите съединения са фосфорити и апатити. Естественият фосфорит или апатит се натрошава, смесва се с пясък и въглища и се нагрява в пещи с помощта на електрически ток без достъп на въздух.

За да разберем протичащата реакция, нека си представим калциевия фосфат като съединение на калциев оксид с фосфорен анхидрид (3CaO·P 2 O 5); пясъкът се състои главно от силициев диоксид SiO 2. При високи температури силициевият диоксид измества фосфорния анхидрид и, комбинирайки се с калциев оксид, образува нискотопим калциев силикат CaSiO 3, а фосфорният анхидрид се редуцира от въглища до свободен фосфор:

Събирайки двете уравнения, получаваме:

Фосфорът се отделя като пара, която кондензира в приемник под водата.

Фосфорът образува няколко алотропни модификации.

Белият фосфор се получава в твърдо състояние чрез бързо охлаждане на фосфорни пари; плътността му е 1,83 g/cm3. В чист вид белият фосфор е напълно безцветен и прозрачен; търговският продукт обикновено е жълтеникав на цвят и подобен на вид на восък. На студено белият фосфор е крехък, но при температури над 15°C става мек и лесно се реже с нож.

Във въздуха белият фосфор се окислява много бързо и свети на тъмно. От тук идва и името „фосфор“, което на гръцки означава „светлоносен“. Дори при слабо нагряване, за което е достатъчно просто триене, фосфорът се възпламенява и изгаря, отделяйки голямо количество топлина. Фосфорът може също спонтанно да се запали във въздуха поради отделянето на топлина по време на окисление.

За да се предпази белият фосфор от окисляване, той се съхранява под вода. Белият фосфор е неразтворим във вода; се разтваря добре във въглероден дисулфид.

Белият фосфор има молекулярна кристална решетка, в чиито възли има тетраедрични молекули Р4. Силата на връзките между атомите в тези молекули е относително малка. Това обяснява високата химическа активност на белия фосфор.

Белият фосфор е силна отрова, дори в малки дози е фатален.

Ако белият фосфор се нагрява дълго време без достъп на въздух при 250-300 ° C, тогава той се превръща в друга модификация на фосфора, която има червено-виолетов цвят и се нарича червен фосфор. Същата трансформация се случва, но само много бавно, под въздействието на светлината.

Червеният фосфор е много различен по своите свойства от белия фосфор: той се окислява много бавно на въздух, не свети на тъмно, свети само при 260°C, не се разтваря в въглероден дисулфид и не е токсичен. Плътността на червения фосфор е 2,0-2,4 g/cm3. Променливата плътност се дължи на факта, че червеният фосфор се състои от няколко форми. Тяхната структура не е напълно изяснена, но се знае, че те са полимерни вещества.

При силно нагряване червеният фосфор се изпарява (сублимира), без да се стопи. При охлаждане на парата се получава бял фосфор.

Черният фосфор се образува от бял фосфор, когато се нагрее до 200-220°C под много високо налягане. Прилича на графит, мазен е на допир и по-тежък от другите модификации; плътността му е 2,7 g/cm3. Черният фосфор е полупроводник.

Употребите на фосфора са много разнообразни. Голяма част от него се изразходва за производството на кибрит.

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит; съдържа се в масата, която се нанася върху кибритената кутийка. Главата на кибрита се състои от смес от запалими вещества с бертолетова сол и съединения, които катализират разлагането на солта (MnO 2, Fe 2 O 3 и др.)

В допълнение към производството на кибрит, фосфорът се използва в металургията. Използва се за производството на някои полупроводници - галиев фосфид GaP, индиев фосфид InP. Добавя се към други полупроводници в много малки количества като необходима добавка. В допълнение, той е съставна част на някои метални материали, като калаен бронз.

Когато фосфорът гори, се получава гъст бял дим; Следователно, белият фосфор се използва за оборудване на боеприпаси (артилерийски снаряди, авиационни бомби и др.), предназначени да образуват димни завеси.

Голямо количество фосфор се използва за производството на органофосфорни препарати, които включват много ефективни средства за унищожаване на насекоми вредители.

Свободният фосфор е изключително активен. Той директно взаимодейства с много прости вещества, освобождавайки голямо количество топлина. Фосфорът най-лесно се свързва с кислорода, след това с халогените, сярата и много метали, като в последния случай се образуват фосфиди, подобни на нитридите - например Ca 3P2, Mg 3P2 и др. Всички тези свойства са особено изразени в белия фосфор; червеният фосфор реагира по-малко енергично, черният фосфор обикновено трудно влиза в химически взаимодействия.

<<< Назад

Напред >>>

Въведение

Глава I. Фосфорът като елемент и като просто вещество

1.1. Фосфор в природата

1.2. Физични свойства

1.3. Химични свойства

1.4. Касова бележка

1.5. Приложение

Глава II. Фосфорни съединения

2.1. Оксиди

2.2. Киселини и техните соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорни торове

Заключение

Библиография

Въведение

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

1s22s22p63s23p33d0

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

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

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

Много вещества, съдържащи фосфор, се намират в торовете. Такива торове се наричат ​​фосфорни торове.

ГлаваазФосфорът като елемент и като просто вещество

Фосфор в природата

Фосфорът е един от често срещаните елементи. Общото съдържание в земната кора е около 0,08%. Поради лесното си окисление, фосфорът се среща в природата само под формата на съединения. Основните фосфорни минерали са фосфорити и апатити, от последните най-разпространен е флуорапатит 3Ca3(PO4)2 CaF2. Фосфоритите са широко разпространени в Урал, Поволжието, Сибир, Казахстан, Естония и Беларус. Най-големите находища на апатит се намират на полуостров Кола.

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

Фосфорът се среща и в растенията.

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

Физични свойства

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

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

Молекулите на белия фосфор имат кристална решетка, в чиито възли има молекули Р4, оформени като тетраедър.

Всеки фосфорен атом е свързан с три σ връзки с останалите три атома.

Белият фосфор е отровен и причинява трудно заздравяващи изгаряния.

Червеният фосфор е тъмночервено прахообразно вещество без мирис, което не се разтваря във вода или въглероден дисулфид и не свети. Температура на запалване 260°C, плътност 2,3 g/cm3. Червеният фосфор е смес от няколко алотропни модификации, които се различават по цвят (от червено до виолетово). Свойствата на червения фосфор зависят от условията на неговото производство. Не е отровен.

Черният фосфор прилича на външен вид на графит, мазен е на допир и има полупроводникови свойства. Плътност 2,7 g/cm3.

Червеният и черният фосфор имат атомна кристална решетка.

Химични свойства

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

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

I. Взаимодействие с прости вещества.

Взаимодействие с халогени:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (фосфорен (III) хлорид),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (фосфорен (V) хлорид).

Взаимодействие с неметали:

2P + 3S = P2S3 (фосфорен (III) сулфид.

Взаимодействие с метали:

2P + 3Ca = Ca3P2 (калциев фосфид).

Взаимодействие с кислород:

4P + 5O2 = 2P2O5 (фосфорен (V) оксид, фосфорен анхидрид).

II. Взаимодействие със сложни вещества.

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

Касова бележка

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

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

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

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

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

Приложение

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит (вижте снимката). Той е част от сместа, нанесена върху страничната повърхност на кибритената кутия. Основният компонент на кибритената глава е бертолетовата сол KClO3. Поради триенето на кибритената глава върху смазката, фосфорните частици във въздуха се запалват. В резултат на реакцията на окисление на фосфора се отделя топлина, което води до разлагането на бертолетовата сол.

KClO3 KCl+.

Полученият кислород помага за запалването на кибритената глава.

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

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

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

ГлаваII. Фосфорни съединения

2.1 Оксиди

Фосфорът образува няколко оксида. Най-важните от тях са фосфорен оксид (V) P4O10 и фосфорен оксид (III) P4O6. Често техните формули са написани в опростена форма - P2O5 и P2O3. Структурата на тези оксиди запазва тетраедричната подредба на фосфорните атоми.

Фосфорният (III) оксид P4O6 е восъчна кристална маса, която се топи при 22,5°C и се превръща в безцветна течност. Отровни.

Когато се разтвори в студена вода, образува фосфорна киселина:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

а при взаимодействие с алкали - съответните соли (фосфити).

Силен редуциращ агент. При взаимодействие с кислорода се окислява до P4O10.

Фосфорен (III) оксид се получава чрез окисление на бял фосфор в отсъствието на кислород.

Фосфорен (V) оксид P4O10 е бял кристален прах. Температура на сублимация 36°C. Той има няколко модификации, една от които (така наречената летлива) има състав P4O10. Кристалната решетка на тази модификация е съставена от молекули P4O10, свързани заедно чрез слаби междумолекулни сили, които лесно се разрушават при нагряване. Оттук и нестабилността на този сорт. Други модификации са полимерни. Те са образувани от безкрайни слоеве тетраедри на PO4.

Когато P4O10 реагира с вода, се образува фосфорна киселина:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Тъй като е киселинен оксид, P4O10 реагира с основни оксиди и хидроксиди.

Образува се при високотемпературно окисление на фосфор в излишък на кислород (сух въздух).

Поради изключителната си хигроскопичност, фосфорният (V) оксид се използва в лабораторни и индустриални технологии като изсушаващ и дехидратиращ агент. По своето изсушаващо действие превъзхожда всички други вещества. Химически свързаната вода се отстранява от безводната перхлорна киселина, за да се образува нейният анхидрид:

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

2.2 Киселини и техните соли

а) Фосфорна киселина H3PO3. Безводната фосфорна киселина H3PO3 образува кристали с плътност 1,65 g/cm3, топящи се при 74°C.

Структурна формула:

.

При нагряване на безводен H3PO3 възниква реакция на диспропорциониране (автоокисление-саморедукция):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Соли на фосфорната киселина - фосфити. Например K3PO3 (калиев фосфит) или Mg3(PO3)2 (магнезиев фосфит).

Фосфорната киселина H3PO3 се получава чрез разтваряне на фосфорен (III) оксид във вода или хидролиза на фосфорен (III) хлорид PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

б) Фосфорна киселина (ортофосфорна киселина) H3PO4.

Безводната фосфорна киселина изглежда като леки прозрачни кристали, които дифундират във въздуха при стайна температура. Точка на топене 42,35°C. Фосфорната киселина образува разтвори с всякаква концентрация с вода.

Фосфорната киселина има следната структурна формула:

.

Фосфорната киселина реагира с метали, разположени в серия от стандартни електродни потенциали до водород, с основни оксиди, с основи и със соли на слаби киселини.

В лабораторията фосфорната киселина се получава чрез окисляване на фосфор с 30% азотна киселина:

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

В промишлеността фосфорната киселина се произвежда по два начина: екстракция и термично. Методът на екстракция се основава на обработката на натрошени естествени фосфати със сярна киселина:

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

След това фосфорната киселина се филтрува и се концентрира чрез изпаряване.

Термичният метод се състои в редуциране на естествените фосфати до свободен фосфор, последвано от изгарянето му до P4O10 и разтварянето на последния във вода. Фосфорната киселина, произведена по този метод, се характеризира с по-висока чистота и повишена концентрация (до 80% от теглото).

Фосфорната киселина се използва за производство на торове, за приготвяне на реактиви, органични вещества и за създаване на защитни покрития върху метали. Пречистената фосфорна киселина е необходима за приготвянето на фармацевтични продукти и фуражни концентрати.

Фосфорната киселина не е силна киселина. Като триосновна киселина, тя се дисоциира стъпаловидно във воден разтвор. Дисоциацията е по-лесна на първия етап.

H3PO4 H+ + (дихидроген фосфатен йон);

H+ + (хидрогенфосфатен йон);

H+ + (фосфатен йон).

Общо йонно уравнение за дисоциацията на фосфорна киселина:

H3PO4 3H+ + .

Фосфорната киселина образува три серии соли:

а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – тризаместени или фосфати;

б) K2HPO4, CaHPO4 – двузаместени или хидрофосфати;

в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – монозаместени или дихидрогенфосфати.

Еднозаместените фосфати са киселинни, двуосновните фосфати са слабо алкални, а триосновните фосфати са алкални.

Всички алкални метали и амониеви фосфати са разтворими във вода. От калциевите соли на фосфорната киселина само калциевият дихидрогенфосфат се разтваря във вода. Калциевият хидрогенфосфат и калциевият фосфат са разтворими в органични киселини.

При нагряване фосфорната киселина първо губи вода - разтворителя, след което започва дехидратация на фосфорната киселина и се образува дифосфорна киселина:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Значителна част от фосфорната киселина се превръща в дифосфорна киселина при температура около 260°C.

в) Фосфорна киселина (хипофосфорна киселина) H4P2O6.

.

H4P2O6 е четириосновна киселина със средна сила. По време на съхранение хипофосфорната киселина постепенно се разлага. Когато разтворите му се нагреят, той се превръща в H3PO4 и H3PO3.

Образува се при бавното окисляване на H3PO3 във въздуха или при окисляването на белия фосфор във влажен въздух.

г) Хипофосфорна киселина (хипофосфорна киселина) H3PO2. Тази киселина е едноосновна и силна. Хипофосфорната киселина има следната структурна формула:

.

Хипофосфитите - соли на хипофосфорната киселина - обикновено са силно разтворими във вода.

Хипофосфитите и H3PO2 са енергийни редуциращи агенти (особено в кисела среда). Тяхната ценна характеристика е способността да редуцират разтворените соли на някои метали (Ni, Cu и др.) до свободен метал:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

Хипофосфорната киселина се получава чрез разлагане на калциеви или бариеви хипофосфити със сярна киселина:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Хипофосфитите се образуват при кипене на бял фосфор в суспензии на калциев или бариев хидроксид.

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

2.3 Фосфин

Фосфин PH3 - съединение на фосфор с водород - безцветен газ с остър, неприятен мирис на чесън, силно разтворим във вода (не реагира химически с нея) и е много токсичен. На въздух чистият и сух фосфин се запалва при нагряване над 100-140°C. Ако фосфинът съдържа примеси на дифосфин P2H4, той спонтанно се запалва във въздуха.

При взаимодействие с някои силни киселини фосфинът образува фосфониеви соли, например:

PH3 + HCl = PH4Cl (фосфониев хлорид).

Структурата на фосфониевия катион [PH4]+ е подобна на структурата на амониевия катион +.

Водата разлага фосфониевите соли до образуване на фосфин и халогеноводород.

Фосфинът може да се получи чрез взаимодействие на фосфиди с вода:

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

И едно последно нещо. При взаимодействието на фосфора с металите се образуват соли - фосфиди. Например Ca3P2 (калциев фосфид), Mg3P2 (магнезиев фосфид).

Глава III Фосфорни торове

Фосфорните съединения, подобно на азота, постоянно претърпяват трансформации в природата - цикълът на фосфор се среща в природата. Растенията извличат фосфати от почвата и ги превръщат в сложни фосфорсъдържащи органични вещества. Тези вещества влизат в тялото на животните с растителна храна - образуването на протеинови вещества в нервната и мускулната тъкан, калциеви фосфати в костите и др. След смъртта на животните и растенията, фосфорсъдържащите съединения се разлагат под действието на микроорганизми. В резултат на това се образуват фосфати. Така цикълът, представен от диаграмата, е завършен:

P (живи организми) P (почва).

Този цикъл се нарушава, когато фосфорните съединения се отстранят от добивите. Липсата на фосфор в почвата практически не се попълва естествено. Ето защо е необходимо да се прилагат фосфорни торове.

Както знаете, минералните торове могат да бъдат прости и сложни. Простите торове включват торове, съдържащи един хранителен елемент. Комплексните торове съдържат няколко хранителни вещества.

Как се произвеждат фосфатни торове в промишлеността? Естествените фосфати не се разтварят във вода и са слабо разтворими в почвени разтвори и се абсорбират слабо от растенията. Преработката на естествени фосфати във водоразтворими съединения е задача за химическата промишленост. Съдържанието на хранителния елемент фосфор в тора се оценява по съдържанието на фосфорен оксид (V) P2O5.

Основният компонент на фосфорните торове е калциев дихидроген или хидрогенфосфат. Фосфорът е част от много органични съединения в растенията. Храненето с фосфор регулира растежа и развитието на растенията. Най-често срещаните фосфорни торове включват:

1. Фосфоритно брашно - фин бял прах. Съдържа 18-26% P2O5.

Получава се чрез смилане на фосфорити Ca3(PO4)2.

Фосфоритното брашно може да се абсорбира само върху подзолисти и торфени почви, съдържащи органични киселини.

2. Прост суперфосфат - сив финозърнест прах. Съдържа до 20% P2O5.

Получава се чрез взаимодействие на естествен фосфат със сярна киселина:

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

суперфосфат

В този случай се получава смес от соли Ca(H2PO4)2 и CaSO4, която се усвоява добре от растенията във всяка почва.

3. Двоен суперфосфат (цвят и външен вид, подобни на обикновен суперфосфат).

Получава се чрез въздействие върху естествения фосфат с фосфорна киселина:

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

В сравнение с обикновения суперфосфат, той не съдържа CaSO4 и е много по-концентриран тор (съдържа до 50% P2O5).

4. Утайка – съдържа 35-40% P2O5.

Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с разтвор на калциев хидроксид:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 2H2O.

Използва се на кисели почви.

5. Костно брашно. Получава се чрез обработка на костите на домашни животни и съдържа Ca3(PO4)2.

6. Амофос е комплексен тор, съдържащ азот (до 15% K) и фосфор (до 58% P2O5) под формата на NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4. Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с амоняк.

Заключение

И в заключение бих искал да кажа биологичното значение на фосфора. Фосфорът е неразделна част от тъканите на човешки, животински и растителни организми. В човешкото тяло повечето фосфор е свързан с калций. За да изгради скелет, детето се нуждае от толкова фосфор, колкото и калций. Освен в костите, фосфорът се намира в нервната и мозъчната тъкан, кръвта и млякото. В растенията, както и в животните, фосфорът е част от протеините.

От фосфора, постъпващ в човешкото тяло с храната, предимно яйца, месо, мляко и хляб, се изгражда АТФ - аденозинтрифосфорна киселина, която служи като колектор и носител на енергия, както и нуклеиновите киселини - ДНК и РНК, които пренасят наследствени свойства на тялото. АТФ се изразходва най-интензивно в активно работещите органи на тялото: черния дроб, мускулите и мозъка. Не напразно известният минералог, един от основателите на науката за геохимията, академик А. Е. Ферсман нарече фосфора "елемент на живота и мисълта".

Както беше посочено, фосфорът съществува в природата под формата на съединения, открити в почвата (или разтворен в естествени води). Фосфорът се извлича от почвата от растенията, а животните получават фосфор от растителна храна. След смъртта на растителни и животински организми фосфорът се връща обратно в почвата. Така протича цикълът на фосфора в природата.

Библиография:

Ахметов Н.С. Химия 9 клас: учебник. за общо образование учебник заведения. – 2-ро изд. – М.: Образование, 1999. – 175 с.: ил.

Габриелян О.С. Химия 9 клас: учебник. за общо образование учебник заведения. – 4-то изд. – М.: Дропла, 2001. – 224 с.: ил.

Габриелян О.С. Химия 8-9 клас: метод. надбавка. – 4-то изд. – М.: Дропла, 2001. – 128 с.

Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методи за решаване на задачи по химия: учебник. надбавка. – М.: Образование, 1989. – 176 с.: ил.

Кременчугская М. Химия: Наръчник за ученици. – М.: Филол. Общество "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 с.

Крицман В.А. Христоматия по неорганична химия. – М.: Образование, 1986. – 273 с.

Подобни резюмета:

Арсен (лат. Arsenicum), As, химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 33, атомна маса 74.9216; стоманеносиви кристали. Елементът се състои от един стабилен изотоп

Катедра по химия на Сургутския държавен университет РЕЗЮМЕ

Лесостепни почви

характеризиращ се със съдържание на хумус 1,78-2,46%.

Дебели черни почви

съдържат 0,81-1,25% хумусно вещество.

Обикновени черноземи

съдържат 0,90-1,27% хумусно вещество.

Излужени черноземи

съдържат 1,10-1,43% хумусни вещества.

Тъмните кестенови почви съдържат

в хумусно вещество 0,97-1,30%.

Роля в растението

Биохимични функции

Окислените фосфорни съединения са необходими за всички живи организми. Нито една жива клетка не може да съществува без тях.

В растенията фосфорът се намира в органични и минерални съединения. В същото време съдържанието на минерални съединения варира от 5 до 15%, органични съединения - 85-95%. Минералните съединения са представени от калиеви, калциеви, амониеви и магнезиеви соли на ортофосфорната киселина. Минералният фосфор на растенията е резервно вещество, резерв за синтеза на фосфорсъдържащи органични съединения. Той повишава буферния капацитет на клетъчния сок, поддържа клетъчния тургор и други също толкова важни процеси.

Органични съединения - нуклеинови киселини, аденозинфосфати, захарофосфати, нуклеопротеини и фосфатопротеини, фосфатиди, фитин.

На първо място по значение за живота на растенията са нуклеиновите киселини (РНК и ДНК) и аденозинфосфатите (АТФ и АДФ). Тези съединения участват в много жизненоважни процеси на растителния организъм: синтез на протеини, енергиен метаболизъм, предаване на наследствени свойства.

Нуклеинова киселина

Аденозин фосфати

Специалната роля на фосфора в живота на растенията е участието му в енергийния метаболизъм на растителната клетка. Основната роля в този процес принадлежи на аденозин фосфатите. Те съдържат остатъци от фосфорна киселина, свързани с високоенергийни връзки. Когато се хидролизират, те са способни да отделят значителни количества енергия.

Те представляват своеобразен акумулатор на енергия, доставяйки я при необходимост за извършване на всички процеси в клетката.

Има аденозин монофосфат (АМФ), аденозин дифосфат (АДФ) и аденозин трифосфат (АТФ). Последният значително надвишава първите два по енергийни запаси и заема водеща роля в енергийния метаболизъм. Състои се от аденин (пуринова основа) и захар (рибоза), както и три остатъка от фосфорна киселина. Синтезът на АТФ се извършва в растенията по време на дишането.

Фосфатиди

Фосфатидите или фосфолипидите са естери на глицерол, мастни киселини с високо молекулно тегло и фосфорна киселина. Те са част от фосфолипидните мембрани и регулират пропускливостта на клетъчните органели и плазмалемата за различни вещества.

Цитоплазмата на всички растителни клетки съдържа лецитин, член на фосфатидната група. Това е производно на диглицеридната фосфорна киселина, подобно на мазнина вещество, съдържащо 1,37% .

Захарни фосфати

Захарните фосфати или фосфорните естери на захарите присъстват във всички растителни тъкани. Известни са повече от дузина съединения от този тип. Те играят важна роля в процесите на дишане и фотосинтеза в растенията. Образуването на захарни фосфати се нарича фосфорилиране. Съдържанието на захарни фосфати в растението, в зависимост от възрастта и условията на хранене, варира от 0,1 до 1,0% от сухото тегло.

Пасва

Фитинът е калциево-магнезиева сол на инозитол фосфорна киселина, съдържаща 27,5%. Той е на първо място по съдържание в растенията сред другите фосфорсъдържащи съединения. Фитинът присъства в младите органи и тъкани на растенията, особено в семената, където служи като резервно вещество и се използва от разсад по време на процеса на покълване.

Основни функции на фосфора

Най-много фосфор присъства в репродуктивните органи и младите части на растенията. Фосфорът е отговорен за ускоряването на образуването на кореновата система на растенията. Основното количество фосфор се изразходва в първите фази на развитие и растеж. Фосфорните съединения имат способността лесно да преминават от стари тъкани към млади и да се използват повторно (рециклират).

Фосфорът е един от доста често срещаните елементи; съдържанието му в земната кора е около. Поради лесното си окисляване фосфорът не се среща в природата в свободно състояние.

От естествените фосфорни съединения най-важен е калциевият ортофосфат, който понякога образува големи отлагания под формата на минерала фосфорит. В СССР най-богатите находища на фосфорити се намират в Южен Казахстан в планината Каратау. Често се среща и минералът апатит, съдържащ освен или. През двадесетте години на нашия век на полуостров Кола са открити огромни находища на апатит.

Това находище е най-голямото в света по запаси.

Фосфорът, подобно на азота, е необходим за всички живи същества, тъй като е част от някои протеини от растителен и животински произход. В растенията фосфорът се намира главно в протеините на семената, в животинските организми - в млякото, кръвта, мозъка и нервните протеини, освен това големи количества фосфор се намират в костите на гръбначните животни, главно под формата на съединения и. Под формата на киселинен остатък от фосфорна киселина, фосфорът е част от нуклеиновите киселини - сложни органични полимерни съединения, открити във всички живи организми. Тези киселини са пряко включени в процесите на прехвърляне на наследствените свойства на живата клетка.

Суровините за производството на фосфор и неговите съединения са фосфорити и апатити. Естественият фосфорит или апатит се натрошава, смесва се с пясък и въглища и се нагрява в пещи с помощта на електрически ток без достъп на въздух.

За да разберете реакцията, която се случва, представете си калциевия фосфат като съединение на калциев оксид с фосфорен анхидрид; пясъкът се състои главно от силициев диоксид. При високи температури силициевият диоксид измества фосфорния анхидрид и, комбинирайки се с калциевия оксид, образува нискотопим калциев силикат, а фосфорният анхидрид се редуцира от въглища до свободен фосфор:

Събирайки двете уравнения, получаваме:

Фосфорът се отделя като пара, която кондензира в приемник под водата.

Фосфорът образува няколко алотропни модификации.

Белият фосфор се получава в твърдо състояние чрез бързо охлаждане на фосфорни пари; неговата плътност. В чист вид белият фосфор е напълно безцветен и прозрачен; търговският продукт обикновено е жълтеникав на цвят и подобен на вид на восък. На студено белият фосфор е крехък, но при по-висока температура става мек и лесно се реже с нож.

Във въздуха белият фосфор се окислява много бързо и свети на тъмно. От тук идва и името „фосфор“, което на гръцки означава „светлоносен“. Дори при слабо нагряване, за което е достатъчно просто триене, фосфорът изгаря, освобождавайки голямо количество топлина. Фосфорът може също спонтанно да се запали във въздуха поради отделянето на топлина по време на окисление.

За да се предпази белият фосфор от окисляване, той се съхранява под вода. Белият фосфор е неразтворим във вода; се разтваря добре във въглероден дисулфид.

Белият фосфор има молекулярна кристална решетка, в чиито възли има тетраедрични молекули. Силата на връзките между атомите в тези молекули е относително малка. Това обяснява високата химическа активност на белия фосфор.

Белият фосфор е силна отрова, дори в малки дози е фатален.

Ако белият фосфор се нагрява дълго време без достъп на въздух при , тогава той се превръща в друга модификация на фосфора, която има червено-виолетов цвят и се нарича червен фосфор. Същата трансформация се случва, но само много бавно, под въздействието на светлината.

Червеният фосфор се различава рязко от белия фосфор по своите свойства: той се окислява много бавно на въздух, не свети на тъмно, свети само при , не се разтваря в въглероден дисулфид и не е токсичен. Плътността на червения фосфор е. Променливата плътност се дължи на факта, че червеният фосфор се състои от няколко форми. Тяхната структура не е напълно изяснена, но се знае, че те са полимерни вещества.

При силно нагряване червеният фосфор се изпарява (сублимира), без да се стопи. При охлаждане на парата се получава бял фосфор.

Черният фосфор се образува от бял фосфор при нагряване до много високо налягане. Прилича на графит, мазен е на допир и по-тежък от другите модификации; неговата плътност е. Черният фосфор е полупроводник.

Употребите на фосфора са много разнообразни. Голяма част от него се изразходва за производството на кибрит.

Червеният фосфор се използва при производството на кибрит; съдържа се в масата, която се нанася върху кибритената кутийка. Главата на кибрит се състои от смес от запалими вещества със сол и съединения, които катализират разлагането на сол и др.)

В допълнение към производството на кибрит, фосфорът се използва в металургията. Използва се за производството на някои полупроводници - галиев фосфид, индиев фосфид. Добавя се към други полупроводници в много малки количества като необходима добавка. В допълнение, той е съставна част на някои метални материали, като калаен бронз.

Когато фосфорът гори, се получава гъст бял дим; Следователно, белият фосфор се използва за оборудване на боеприпаси (артилерийски снаряди, авиационни бомби и др.), предназначени да образуват димни завеси.

Голямо количество фосфор се използва за производството на органофосфорни препарати, които включват много ефективни средства за унищожаване на насекоми вредители.

Свободният фосфор е изключително активен. Той директно взаимодейства с много прости вещества, освобождавайки голямо количество топлина. Фосфорът най-лесно се свързва с кислорода, след това с халогените, сярата и много метали, като в последния случай се образуват фосфиди, подобни на нитридите - например и т. н. Всички тези свойства са особено силно изразени в белия фосфор; червеният фосфор реагира по-малко енергично, черният фосфор обикновено трудно влиза в химически взаимодействия.

План:

Въведение……………………………………………………………………………………….	3
История на развитието на фосфора………………………………………………………...	3
Природни съединения и производство на фосфор……………………………………...	4
Химични свойства………………………………………………………………	4
Алотропни промени…………………………………………………………...	5
а) бяло…………………………………………………………………………………………..	6
б) червено……………………………………………………………………………………..	7
в) черно………………………………………………………………………………………….	7
Фосфорни оксиди……………………………………………………………………………………………	7
Ортофосфорна киселина……………………………………………………………...	9
Ортофосфати…………………………………………………………………………………….	11
Фосфорът в човешкото тяло………………………………………………………..	11
Съвпадения…………………………………………………………………………………….	12
Фосфорни торове………………………………………………………………..	12
Заключение…………………………………………………………………………….	14
1. Стойността на фосфора……………………………………………………………..	14
2. Прилагане на фосфор…………………………………………………………………………………	15
Библиография………………………………………………...	17

Въведение

Петата група на периодичната таблица включва два типични елемента - азот и фосфор - и подгрупи на арсен и ванадий. Съществува значителна разлика в свойствата между първия и втория типичен елемент.

В състояние на прости вещества азотът е газ, а фосфорът е твърдо вещество. Тези две вещества получиха широк спектър от приложения, въпреки че когато азотът беше изолиран за първи път от въздуха, той се смяташе за вреден газ и можеше да се спечелят голяма сума пари от продажбата на фосфор (фосфорът беше ценен заради способността си да свети в тъмното).

История на откриването на фосфора

По ирония на съдбата фосфорът е откриван няколко пъти. И всеки път го получавахме от... урина. Има препратки към факта, че арабският алхимик Алхилд Бехил (12 век) е открил фосфора чрез дестилация на урина, смесена с глина, вар и въглища. Въпреки това, датата на откриване на фосфора се счита за 1669 г. Хамбургският аматьор алхимик Хенинг Бранд, фалирал търговец, който мечтаеше да подобри делата си с помощта на алхимията, обработваше голямо разнообразие от продукти. Теоретизирайки, че физиологичните продукти може да съдържат „първичната материя“, за която се смята, че е в основата на философския камък, Бранд се интересува от човешката урина.

Той събра около един тон урина от казармите на войниците и я изпари, за да образува сиропообразна течност. Той дестилира тази течност отново и получава тежко червено „масло от урина“, което се дестилира до образуване на твърд остатък. При нагряване на последния, без достъп на въздух, той забелязва образуването на бял дим, който се утаява по стените на съда и свети ярко в тъмното. Бранд нарекъл полученото от него вещество фосфор, което в превод от гръцки означава „носител на светлина“.

В продължение на няколко години „рецептата за приготвяне“ на фосфор се пази в най-строга тайна и е известна само на няколко алхимици. Фосфорът е открит за трети път от Р. Бойл през 1680г.

В леко модифицирана форма, древният метод за производство на фосфор също се използва през 18 век: смес от урина с оловен оксид (PbO), готварска сол (NaCl), поташ (K 2 CO 3) и въглища (C) нагрят. Едва през 1777 г. К. В. Шееле разработи метод за получаване на фосфор от рога и кости на животни.

Природни съединения и производство на фосфор

По изобилие в земната кора фосфорът изпреварва азота, сярата и хлора. За разлика от азота, фосфорът, поради високата си химична активност, се среща в природата само под формата на съединения. Най-важните фосфорни минерали са апатит Ca 5 X (PO 4) 3 (X - флуор, по-рядко хлор и хидроксилна група) и фосфорит, чиято основа е Ca 3 (PO 4) 2. Най-голямото находище на апатит се намира на полуостров Кола, в района на планината Хибини. Находищата на фосфорит се намират в планината Каратау, в Московска, Калужка, Брянска област и други места. Фосфорът е част от някои протеинови вещества, съдържащи се в генеративните органи на растенията, в нервната и костната тъкан на животните и хората. Мозъчните клетки са особено богати на фосфор.

Днес фосфорът се произвежда в електрически пещи чрез редуциране на апатита с въглища в присъствието на силициев диоксид:

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

Фосфорните пари при тази температура се състоят почти изцяло от P2 молекули, които при охлаждане се кондензират в P4 молекули.

Химични свойства

Електронна конфигурация на фосфорния атом

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3d 0

Външният електронен слой съдържа 5 електрона. Наличието на три несдвоени електрона на външно енергийно ниво обяснява, че в нормално, невъзбудено състояние валентността на фосфора е 3.

Но на третото енергийно ниво има свободни клетки от d-орбитали, следователно, при преход към възбудено състояние, 3S електрони ще се отделят и ще се преместят на d подниво, което води до образуването на 5 несдвоени елемента.

Така валентността на фосфора във възбудено състояние е 5.

В съединенията фосфорът обикновено проявява степен на окисление +5, по-рядко +3, -3.

1. Реакции с кислород:

4P 0 + 5O 2
2P 2 +5 O 5

(с липса на кислород: 4P 0 + 30 2 2P 2 +3 О 3 )

2. С халогени и сяра:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(фосфорните халогениди се разлагат лесно от вода, например:

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

3. С азотна киселина:

3P 0 + 5HN +5 O 3 + 2H 2 O  3H 3 P +5 O 4 + 5N +2 O

4. Образува фосфиди с метали, в които фосфорът проявява степен на окисление 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(магнезиевият фосфид лесно се разлага от вода Mg 3 П 2 + 6H 2 О 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (фосфин))

3Li + P  Li 3 P -3

5. С алкали:

4P + 3NaOH + 3H 2 O  PH 3 + 3NaH 2 PO 2

В реакции (1,2,3) - фосфорът действа като редуциращ агент, в реакция (4) - като окислител; реакция (5) - пример за реакция диспропорционалност.

Фосфорът може да бъде както редуциращ агент, така и окислител.

Алотропни промени

В свободно състояние фосфорът образува няколко алотропни модификации. Това се обяснява с факта, че фосфорните атоми са способни да се свързват, за да образуват кристални решетки от различен тип.
маса 1

Физични свойства на фосфора

Алотропна модификация	Плътност,	t pl,	Т бала,	Външен вид и характерни черти
Бяло	1,73	44,1	280,5	Бял кристален прах, токсичен, спонтанно се запалва във въздуха. При 280-300°C се зачервява
червен	2,3	590	Сублимира при около 400°C	Червен кристален или аморфен прах, нетоксичен. При 220°C и 12  10 8 Pa се превръща в черен фосфор. Свети във въздуха само при запалване
черен	2,7	При нагряване се превръща в червен фосфор		Графитоподобна структура. При нормални условия - полупроводник, под налягане провежда електрически ток като метал

Б Бяла модификация на фосфора, в резултат на кондензацията на парите, има молекулна кристална решетка, в чиито възли са разположени молекули Р4 (фиг. 1). Поради слабостта на междумолекулните сили, белият фосфор е летлив, стопим, може да се реже с нож и се разтваря в неполярни разтворители, като въглероден дисулфид. Белият фосфор е много реактивно вещество. Реагира бурно с кислород, халогени, сяра и метали. Окисляването на фосфора във въздуха се придружава от нагряване и нажежаване. Следователно белият фосфор се съхранява под вода, с която не реагира. Белият фосфор е много токсичен.

Около 80% от общото производство на бял фосфор отива за синтеза на чиста ортофосфорна киселина. Той от своя страна се използва за производство на натриеви полифосфати (използват се за намаляване на твърдостта на питейната вода) и хранителни фосфати. Останалият бял фосфор се използва за създаване на димообразуващи вещества и запалителни смеси.

Мерки за безопасност. При производството на фосфор и неговите съединения са необходими специални предпазни мерки, т.к белият фосфор е силна отрова. Продължителната работа в атмосфера на бял фосфор може да доведе до заболяване на костите, загуба на зъби и некроза на челюстните области. При запалване белият фосфор причинява болезнени изгаряния, които не заздравяват дълго време. Белият фосфор трябва да се съхранява под вода в запечатани контейнери. Горящият фосфор се гаси с въглероден диоксид, разтвор на CuSO 4 или пясък. Изгорената кожа трябва да се измие с разтвор на Km nO 4 или CuSO 4 . Антидотът при отравяне с фосфор е 2% разтвор на CuSO 4.

П При дългосрочно съхранение, както и при нагряване, се превръща в бял фосфор в червена модификация(за първи път е получен едва през 1847 г.). Името червен фосфор се отнася до няколко модификации, които се различават по плътност и цвят: варира от оранжево до тъмночервено и дори лилаво. Всички разновидности на червения фосфор са неразтворими в органични разтворители и в сравнение с белия фосфор те са по-малко реактивни и имат полимерна структура: това са P4 тетраедри, свързани помежду си в безкрайни вериги (фиг. 2).

Червеният фосфор се използва в металургията, производството на полупроводникови материали и лампи с нажежаема жичка и се използва в производството на кибрит.

н Най-стабилната модификация на фосфора е черен фосфор. Получава се чрез алотропна трансформация на бял фосфор при t=220 0 C и повишено налягане. На външен вид прилича на графит. Кристалната структура на черния фосфор е слоеста, състояща се от гофрирани слоеве (фиг. 3). Черният фосфор е най-малко активната модификация на фосфора. При нагряване без достъп на въздух той, подобно на червеното, се превръща в пара, от която кондензира в бял фосфор.

Фосфорен (V) оксид

P2+5O5 Фосфорен анхидрид (фосфорен (V) оксид)

Бели кристали, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 кипене. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Има няколко модификации. В пара се състои от молекули P 4 H 10, той е много хигроскопичен (използва се като десикант за газове и течности).

Касова бележка

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Химични свойства

Всички химични свойства на киселинните оксиди: реагира с вода, основни оксиди и основи

1) П 2 О 5 + з 2 О  2 HPO 3 (метафосфорна киселина)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (пирофосфорна киселина)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (ортофосфорна киселина)

2) П 2 О 5 + 3BaO Ба 3 (П.О. 4 ) 2

В зависимост от излишъка на алкали, той образува средни и киселинни соли:

натриев хидроген фосфат

натриев дихидроген фосфат

Поради изключителната си хигроскопичност, фосфорният (V) оксид се използва в лабораторни и индустриални технологии като изсушаващ и дехидратиращ агент. По своето изсушаващо действие превъзхожда всички други вещества. Химически свързаната вода се отстранява от безводната перхлорна киселина, за да се образува нейният анхидрид:

ОТНОСНО фосфорна киселина. Известни са няколко киселини, съдържащи фосфор. Най-важната от тях е ортофосфорната киселина H 3 PO 4 (фиг. 5).

Безводната ортофосфорна киселина е леки прозрачни кристали, които дифундират във въздуха при стайна температура. Точка на топене 42,35 0 ​​С. Фосфорната киселина образува разтвори с всякаква концентрация с вода.

Ортофосфорната киселина съответства на следната структурна формула:

Р
В лабораторията фосфорна киселина получавамокисление на фосфор с 30% азотна киселина:

4. Реагира с основи и амоняк; ако киселината се вземе в излишък, тогава се образуват киселинни соли:

натриев хидроген фосфат

натриев дихидроген фосфат

5. Реагира със соли на слаби киселини:

1. 
   При нагряване постепенно се превръща в метафосфорна киселина:

бифосфор

киселина

2. При излагане на разтвор на сребърен (I) нитрат се появява жълта утайка:

жълто

утайка

3. Ортофосфорната киселина играе важна роля в живота на животните и растенията.Неговите остатъци са част от аденозинтрифосфорната киселина АТФ.

Когато АТФ се разпадне, се освобождава голямо количество енергия.

Ортофосфати. Фосфорната киселина образува три серии соли. Ако обозначим металните атоми с буквите Me, тогава можем да изобразим в общ вид състава на неговите соли (Таблица 3).

Таблица 3

Химични формули на ортофосфати, съдържащи метали

едновалентен	двувалентен	тривалентен
	Ортофосфати Аз 3 (PO 4) 2	Аз 3 PO 4
	Хидроортофосфати	Аз 2 (NRO 4) 3
	Дихидроген ортофосфати Me(H 2 PO 4) 2	Me(H 2 PO 4) 3

Вместо едновалентен метал, съставът на ортофосфатните молекули може да включва амониева група: (NH 4) 3 PO 4 - амониев ортофосфат;

(NH 4) 2 HPO 4 - амониев хидроген ортофосфат; NH 4 H 2 PO 4 – амониев дихидроген ортофосфат.

Калциевите и амониевите ортофосфати и хидроортофосфати се използват широко като торове, а натриевият ортофосфат и натриевият хидрогенортофосфат се използват за утаяване на калциеви соли от водата.

Фосфор в човешкото тяло

В човешко тяло с тегло 70 кг. Съдържа около 780 g фосфор. Фосфорът присъства под формата на калциеви фосфати в човешки и животински кости. Също така е част от протеини, фосфолипиди и нуклеинови киселини; Фосфорните съединения участват в енергийния метаболизъм (аденезинтрифосфорна киселина, АТФ). Дневната нужда на човешкия организъм от фосфор е 1,2 g. Основното количество от него се приема с мляко и хляб (в 100 g хляб се съдържат приблизително 200 mg фосфор). Най-богати на фосфор са рибата, бобът и някои видове сирена.

Интересното е, че за правилното хранене е необходимо да се поддържа баланс между количеството консумиран фосфор и калций: оптималното съотношение в тези хранителни елементи е 1,51. Излишъкът от храни, богати на фосфор, води до измиване на калций от костите, а при излишък на калций се развива уролитиаза.

Съвпадения

Горящата повърхност на кибритена кутия е покрита със смес от червен фосфор и стъклен прах. Съставът на кибритената глава включва окислители (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) и редуциращи агенти (S, Sb 2 S 3). При триене от повърхността на запалването сместа, нанесена върху кибрита, се запалва:

Първите фосфорни кибрити - с глава от бял фосфор - са създадени едва през 1827 г. Такива кибрити се запалват при триене в някаква повърхност, което често води до пожари. Освен това белият фосфор е много отровен. Описани са случаи на отравяне с фосфорни кибритени клечки, както поради невнимателно боравене, така и с цел самоубийство: за това беше достатъчно да изядете няколко кибритени глави. Ето защо фосфорните кибрити бяха заменени от безопасни, които ни служат вярно и до днес. Индустриалното производство на безопасни кибрит започва в Швеция през 60-те години. XIX век.

Фосфорни торове

Минералните торове са източник на различни хранителни вещества за растенията и свойствата на почвата, предимно азот, фосфор и калий, а след това калций, магнезий, сяра, желязо.

Фосфорът е част от много органични съединения в растенията. Храненето с фосфор регулира растежа и развитието на растенията.

Суровините за производството на фосфорни торове, фосфор и всички фосфорни съединения са апатитни и фосфатни руди. Съставът на апатитите най-често се изразява с формулата Ca 5 (PO 4) 3 F (флуорапатит). Фосфоритите се различават от флуорапатитите по това, че вместо F - йони съдържат OH - или
. Фосфоритите обикновено съдържат повече примеси от флуорапатита.

В предреволюционна Русия са били известни и разработени само тънки находища на нискокачествени фосфорити. Следователно събитие от огромно национално икономическо значение беше откриването на находище на апатит на Колския полуостров в планината Хибини през 20-те години на миналия век. Тук е изградена голяма преработвателна фабрика, която разделя добитата скала в концентрат с високо съдържание на фосфор и примеси - „нефелинови отпадъци“, използвани за производство на алуминий, сода, поташ и цимент.

В Южен Казахстан, в планината Каратау, са открити мощни находища на фосфорити.

Най-евтиният фосфорен тор е фино смлян фосфорит - фосфатна скала. Фосфорът се съдържа в него под формата на неразтворим във вода калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2. Следователно фосфоритите не се усвояват от всички растения и не от всички почви. По-голямата част от добитите фосфорни руди се преработват по химически методи във вещества, достъпни за всички растения на всяка почва. Това са водоразтворими калциеви фосфати:

Двоен суперфосфат(цвят и външен вид, подобни на обикновен суперфосфат - сив финозърнест прах).

Получава се чрез въздействие върху естествения фосфат с фосфорна киселина:

В сравнение с обикновения суперфосфат, той не съдържа CaSO 4 и е значително концентриран тор (съдържа до 50% P 2 O 5).

Утайка– съдържа 35-40% P 2 O 5.

Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с разтвор на калциев хидроксид:

Използва се на кисели почви.

Амофос – комплекс тор, съдържащ азот (до 15% N) и фосфор (до 58% P 2 O 5) под формата на NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4. Получава се чрез неутрализиране на фосфорна киселина с амоняк.

Преди това, повече от 100 години, т.нар прост суперфосфат, който се образува от действието на сярна киселина върху естествения калциев фосфат:

В този случай относително по-малко сярна киселина реагира с калциев фосфат, отколкото при производството на фосфорна киселина от него. Резултатът е смес от калциев дихидроген фосфат и калциев сулфат. Това е тор с масова част на P 2 O 5 не по-висока от 20%. Сега простият суперфосфат се произвежда в сравнително малък мащаб в предварително построени инсталации.

Сложен състав. Съдържа P, Ca, Si, C, Fe и други елементи

Комплекс

Амофос



Амофоска



Нитроамофоска

Заключение

1. 
   Стойност на фосфора

Фосфорната киселина е от голямо значение като един от най-важните компоненти на храненето на растенията. Фосфорът се използва от растенията за изграждане на най-жизнените им части – семена и плодове.

Производните на ортофосфорната киселина са много необходими не само за растенията, но и за животните. Костите, зъбите, черупките, ноктите, иглите и шиповете в повечето живи организми се състоят главно от калциев ортофосфат. В допълнение, ортофосфорната киселина, образувайки различни съединения с органични вещества, активно участва в метаболитните процеси на живия организъм с околната среда. В резултат на това производните на фосфора се намират в костите, мозъка, кръвта, мускулите и съединителната тъкан на хора и животни. Особено много ортофосфорна киселина има в състава на нервните (мозъчни) клетки, което позволи на A.E. Ферсман 1, известен геохимик, нарече фосфора „елементът на мисълта“. Намаляването на съдържанието на фосфорни съединения в храната или въвеждането им в несмилаема форма има много негативен ефект върху състоянието на тялото (заболяване на животните с рахит, анемия и др.).

1. 
   Приложение на фосфор

Понастоящем фосфорната киселина се използва доста широко. Основният му потребител е производството на фосфорни и комбинирани торове. За тези цели около 100 милиона тона фосфорсъдържаща руда се добиват годишно в целия свят. Фосфорните торове не само спомагат за увеличаване на производителността на различни селскостопански култури, но и придават на растенията зимна устойчивост и устойчивост на други неблагоприятни климатични условия и създават условия. за по-бързо узряване на културите в райони с кратък вегетационен период. Влияят благоприятно и на почвата, като подпомагат нейното структуриране, развитието на почвени бактерии, променят разтворимостта на други съдържащи се в почвата вещества и потискат част от вредните органични вещества, които се образуват.

Хранително-вкусовата промишленост консумира много фосфорна киселина. Факт е, че разредената ортофосфорна киселина има много приятен вкус и малките й добавки към мармалади, лимонади и сиропи значително подобряват вкуса им. Това свойство имат и някои соли на фосфорната киселина. Калциевите хидрогенфосфати, например, отдавна се включват в бакпулверите, подобряващи вкуса на кифли и хляб.

Други индустриални приложения на ортофосфорната киселина също са интересни. Например, беше забелязано, че импрегнирането на дърво със самата киселина и нейните соли прави дървото незапалимо. На тази основа сега се произвеждат огнезащитни бои, незапалими плочи от фосфорна дървесина, незапалима фосфатна пяна и други строителни материали.

Различни соли на фосфорната киселина се използват широко в много индустрии, в строителството, различни области на техниката, в комуналните услуги и бита, за защита от радиация, за омекотяване на вода, борба с котлен камък и производство на различни почистващи препарати.

Фосфорната киселина, кондензираните киселини и дехидратираните фосфати служат като катализатори в процесите на дехидратация, алкилиране и полимеризация на въглеводороди.

Органофосфорните съединения заемат специално място като екстрагенти, пластификатори, лубриканти, прахообразни добавки и абсорбенти в хладилните агрегати. Солите на киселинните алкилфосфати се използват като повърхностно активни вещества, антифриз, специални торове, латексни антикоагуланти и др. Киселинните алкилфосфати се използват за екстракционна обработка на течности от уранова руда.

Списък на използваната литература:

1. 
   F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. ХИМИЯ. Учебник за 9 клас на общообразователните институции. – М., 5-то издание, ПРОСВЕТЕНИЕ, 1997.
2. 
   ХИМИЯ. Справочни материали. Под редакцията на Ю. Д. Третяков, - М., ОБРАЗОВАНИЕ, 1984 г.
3. 
   ХИМИЯ. Наръчник за ученици, - М., 1995.
4. 
   ХИМИЯ. Енциклопедия за деца. Том 17, AVANTA, 2000.
5. 
   Weser W.-J., Фосфор и неговите съединения, прев. от английски, - М., 1963.
6. 
   Интернет: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Ферсман Александър Евгениевич, съветски геохимик и минералог, академик на Академията на науките на СССР (1919). Ученик на В. И. Вернадски.