Post fosfor u prirodi. Prirodna jedinjenja i proizvodnja fosfora. Kiseline i njihove soli

FOSFOR (FOSFOR)

145. Fosfor u prirodi. Priprema i svojstva fosfora.

Fosfor je jedan od prilično čestih elemenata; njegov sadržaj u zemljinoj kori je oko 0,1% (mas.). Zbog svoje lake oksidacije, fosfor se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom stanju.

Od prirodnih jedinjenja fosfora najvažniji je kalcijum ortofosfat Ca 3 (PO 4) 2, koji ponekad stvara velike naslage u obliku minerala fosforita. U SSSR-u, najbogatija nalazišta fosforita nalaze se u južnom Kazahstanu u planinama Karatau. Često se nalazi i mineral apatit koji pored Ca 3 (PO 4) 2 sadrži i CaF 2 ili CaCl 2. Ogromna ležišta apatita otkrivena su dvadesetih godina našeg veka na poluostrvu Kola.

Ovo ležište je najveće na svijetu po rezervama.

Fosfor je, kao i dušik, neophodan za sva živa bića, jer je dio nekih proteina biljnog i životinjskog porijekla. U biljkama se fosfor nalazi uglavnom u proteinima sjemena, u životinjskim organizmima - u proteinima mlijeka, krvi, mozga i nervnog tkiva. Osim toga, velika količina fosfora je sadržana u kostima kičmenjaka, uglavnom u obliku jedinjenja 3Ca 3 (PO 4)2 · Ca(OH) 2 i 3Ca 3 (PO 4)2 · CaCO 3 · H 2 O U obliku kiselog ostatka fosfora Fosforna kiselina je dio nukleinskih kiselina - složenih organskih polimernih jedinjenja koja se nalaze u svim živim organizmima. Ove kiseline su direktno uključene u procese prenošenja nasljednih svojstava žive ćelije.

Sirovine za proizvodnju fosfora i njegovih spojeva su fosforiti i apatiti. Prirodni fosforit ili apatit se drobi, miješa s pijeskom i ugljem i zagrijava u pećima na električnu struju bez pristupa zraka.

Da bismo razumeli reakciju koja se dešava, zamislimo kalcijum fosfat kao jedinjenje kalcijum oksida sa fosfornim anhidridom (3CaO·P 2 O 5); pijesak se uglavnom sastoji od silicijum dioksida SiO2. Na visokim temperaturama, silicijum dioksid istiskuje fosforni anhidrid i, u kombinaciji s kalcijevim oksidom, formira kalcijev silikat niskog taljenja CaSiO 3, a fosforni anhidrid se redukuje pomoću uglja do slobodnog fosfora:

Sabiranjem obe jednačine dobijamo:

Fosfor se oslobađa kao para, koja se kondenzuje u prijemniku pod vodom.

Fosfor formira nekoliko alotropnih modifikacija.

Bijeli fosfor se dobija u čvrstom stanju brzim hlađenjem fosforne pare; njegova gustina je 1,83 g/cm3. U svom čistom obliku, bijeli fosfor je potpuno bezbojan i proziran; komercijalni proizvod je obično žućkaste boje i po izgledu sličan vosku. Na hladnoći, bijeli fosfor je lomljiv, ali na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i lako se može rezati nožem.

U zraku, bijeli fosfor vrlo brzo oksidira i svijetli u mraku. Odatle potiče naziv „fosfor“, što na grčkom znači „svjetlonoseći“. Čak i pri slabom zagrijavanju, za koje je dovoljno jednostavno trenje, fosfor se raspaljuje i gori, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se takođe može spontano zapaliti u vazduhu usled oslobađanja toplote tokom oksidacije.

Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom. Bijeli fosfor je nerastvorljiv u vodi; dobro se otapa u ugljičnom disulfidu.

Bijeli fosfor ima molekularnu kristalnu rešetku na čijim se čvorovima nalaze tetraedarski molekuli P4. Jačina veza između atoma u ovim molekulima je relativno mala. Ovo objašnjava visoku hemijsku aktivnost bijelog fosfora.

Bijeli fosfor je jak otrov, čak i u malim dozama je smrtonosan.

Ako se bijeli fosfor dugo zagrijava bez pristupa zraku na 250-300°C, onda se pretvara u drugu modifikaciju fosfora, koja ima crveno-ljubičastu boju i naziva se crveni fosfor. Ista transformacija se dešava, ali vrlo sporo, pod uticajem svetlosti.

Crveni fosfor se po svojim svojstvima vrlo razlikuje od bijelog fosfora: vrlo sporo oksidira na zraku, ne svijetli u mraku, svijetli samo na 260°C, ne otapa se u ugljičnom disulfidu i nije toksičan. Gustina crvenog fosfora je 2,0-2,4 g/cm3. Promjenjiva gustina je zbog činjenice da se crveni fosfor sastoji od nekoliko oblika. Njihova struktura nije u potpunosti razjašnjena, ali je poznato da su polimerne supstance.

Kada se jako zagrije, crveni fosfor isparava (sublimira) bez topljenja. Kada se para ohladi, dobija se beli fosfor.

Crni fosfor nastaje od bijelog fosfora kada se zagrije na 200-220°C pod vrlo visokim pritiskom. Izgleda kao grafit, mastan je na dodir i teži od ostalih modifikacija; njegova gustina je 2,7 g/cm3. Crni fosfor je poluprovodnik.

Upotreba fosfora je veoma raznolika. Velika količina se troši na proizvodnju šibica.

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica; sadržan je u masi koja se nanosi na kutiju šibica. Glava šibice se sastoji od mješavine zapaljivih tvari sa Bertholletovom soli i jedinjenja koja katalizuju razgradnju soli (MnO 2, Fe 2 O 3 itd.)

Osim u proizvodnji šibica, fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju nekih poluprovodnika - galijum fosfida GaP, indijum fosfida InP. Dodaje se drugim poluprovodnicima u vrlo malim količinama kao neophodan aditiv. Osim toga, sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput limene bronze.

Kada fosfor sagorijeva, proizvodi se gusti bijeli dim; Zbog toga se bijeli fosfor koristi za opremanje municije (topničke granate, avionske bombe, itd.) namijenjene formiranju dimnih zavjesa.

Velika količina fosfora se koristi za proizvodnju organofosfornih preparata, koji uključuju vrlo efikasna sredstva za suzbijanje štetočina insekata.

Slobodni fosfor je izuzetno aktivan. On direktno stupa u interakciju s mnogim jednostavnim tvarima, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se najlakše spaja sa kiseonikom, zatim sa halogenima, sumporom i mnogim metalima, a u ovom drugom slučaju nastaju fosfidi slični nitridima - na primer Ca 3P2, Mg 3P2 itd. Sva ova svojstva posebno su izražena kod belog fosfora; crveni fosfor reaguje manje energično, crni fosfor uglavnom teško ulazi u hemijske interakcije.

<<< Назад

Naprijed >>>

Uvod

Poglavlje I. Fosfor kao element i kao jednostavna supstanca

1.1. Fosfor u prirodi

1.2. Fizička svojstva

1.3. Hemijska svojstva

1.4. Potvrda

1.5. Aplikacija

Poglavlje II. Jedinjenja fosfora

2.1. Oksidi

2.2. Kiseline i njihove soli

2.3. Fosfin

Poglavlje III. Fosforna đubriva

Zaključak

Bibliografija

Uvod

Fosfor (lat. Phosphorus) P je hemijski element V grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 15, atomska masa 30,973762(4). Razmotrimo strukturu atoma fosfora. Vanjski energetski nivo atoma fosfora sadrži pet elektrona. Grafički to izgleda ovako:

1s22s22p63s23p33d0

Godine 1699. hamburški alhemičar H. Brand, u potrazi za "kamenom filozofa" koji bi navodno mogao pretvoriti osnovne metale u zlato, kada je isparavao urin s ugljem i pijeskom, izolovao je bijelu voštanu supstancu koja bi mogla svijetliti.

Naziv "fosfor" dolazi od grčkog. “phos” – svjetlo i “phoros” – nosilac. U Rusiji je termin „fosfor“ uveo 1746. godine M.V. Lomonosov.

Glavna jedinjenja fosfora su oksidi, kiseline i njihove soli (fosfati, dihidrogen fosfati, hidrogen fosfati, fosfidi, fosfiti).

U gnojivima se nalazi mnogo tvari koje sadrže fosfor. Takva đubriva se nazivaju fosforna đubriva.

PoglavljeIFosfor kao element i kao jednostavna supstanca

Fosfor u prirodi

Fosfor je jedan od uobičajenih elemenata. Ukupni sadržaj u zemljinoj kori iznosi oko 0,08%. Zbog svoje lake oksidacije, fosfor se u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Glavni minerali fosfora su fosforiti i apatiti, od kojih je najčešći fluorapatit 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosforiti su rasprostranjeni na Uralu, Volgi, Sibiru, Kazahstanu, Estoniji i Bjelorusiji. Najveća nalazišta apatita nalaze se na poluostrvu Kola.

Fosfor je neophodan element za žive organizme. Prisutan je u kostima, mišićima, moždanom tkivu i nervima. Molekuli ATP-a su građeni od fosfora - adenozin trifosforne kiseline (ATP je sakupljač i nosilac energije). Odraslo ljudsko tijelo sadrži u prosjeku oko 4,5 kg fosfora, uglavnom u kombinaciji s kalcijem.

Fosfor se takođe nalazi u biljkama.

Prirodni fosfor se sastoji od samo jednog stabilnog izotopa, 31P. Danas je poznato šest radioaktivnih izotopa fosfora.

Fizička svojstva

Fosfor ima nekoliko alotropnih modifikacija - bijeli, crveni, crni, smeđi, ljubičasti fosfor, itd. Prve tri od njih su najviše proučavane.

Bijeli fosfor je bezbojna kristalna supstanca žućkaste boje koja svijetli u mraku. Gustina mu je 1,83 g/cm3. Nerastvorljiv u vodi, rastvorljiv u ugljen-disulfidu. Ima karakterističan miris po belom luku. Tačka topljenja 44°C, temperatura samopaljenja 40°C. Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom u mraku (na svjetlu se pretvara u crveni fosfor). Na hladnoći, bijeli fosfor je krhak, na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i može se rezati nožem.

Molekuli bijelog fosfora imaju kristalnu rešetku na čijim se čvorovima nalaze molekuli P4, u obliku tetraedra.

Svaki atom fosfora povezan je sa tri σ veze sa ostala tri atoma.

Bijeli fosfor je otrovan i uzrokuje teško zacjeljive opekotine.

Crveni fosfor je tamnocrvena, praškasta tvar bez mirisa koja se ne otapa u vodi ili ugljičnom disulfidu i ne svijetli. Temperatura paljenja 260°C, gustina 2,3 g/cm3. Crveni fosfor je mješavina nekoliko alotropnih modifikacija koje se razlikuju po boji (od grimizne do ljubičaste). Svojstva crvenog fosfora zavise od uslova njegove proizvodnje. Nije otrovno.

Crni fosfor je po izgledu sličan grafitu, mastan je na dodir i ima svojstva poluprovodnika. Gustina 2,7 g/cm3.

Crveni i crni fosfor imaju atomsku kristalnu rešetku.

Hemijska svojstva

Fosfor je nemetal. U jedinjenjima obično pokazuje oksidacijsko stanje +5, rjeđe – +3 i –3 (samo u fosfidima).

Reakcije s bijelim fosforom su lakše nego s crvenim fosforom.

I. Interakcija sa jednostavnim supstancama.

Interakcija sa halogenima:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (fosfor (III) hlorid),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (fosfor (V) hlorid).

Interakcija sa nemetalima:

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

Interakcija sa metalima:

2P + 3Ca = Ca3P2 (kalcijum fosfid).

Interakcija sa kiseonikom:

4P + 5O2 = 2P2O5 (fosfor (V) oksid, fosfor anhidrid).

II. Interakcija sa složenim supstancama.

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

Potvrda

Fosfor se dobija iz zdrobljenih fosforita i apatita, koji se mešaju sa ugljem i peskom i kalcinišu u pećima na 1500°C:

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

Fosfor se oslobađa u obliku pare, koja se kondenzira u prijemniku pod vodom, formirajući bijeli fosfor.

Kada se zagrije na 250-300°C bez pristupa zraka, bijeli fosfor prelazi u crveni.

Crni fosfor se dobija dugotrajnim zagrevanjem belog fosfora na veoma visokom pritisku (200°C i 1200 MPa).

Aplikacija

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica (vidi sliku). To je dio smjese nanesene na bočnu površinu kutije šibica. Glavna komponenta glave šibica je Bertoletova so KClO3. Zbog trenja glave šibice o lubrikant, čestice fosfora u zraku se pale. Kao rezultat reakcije oksidacije fosfora, oslobađa se toplina, što dovodi do razgradnje Bertholletove soli.

KClO3 KCl+.

Rezultirajući kiseonik pomaže u paljenju glave šibice.

Fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju provodnika i sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput limene bronce.

Fosfor se također koristi u proizvodnji fosforne kiseline i pesticida (dihlorvos, klorofos, itd.).

Bijeli fosfor se koristi za stvaranje dimnih zavjesa, jer se njegovim sagorijevanjem proizvodi bijeli dim.

PoglavljeII. Jedinjenja fosfora

2.1 Oksidi

Fosfor stvara nekoliko oksida. Najvažniji od njih su fosfor oksid (V) P4O10 i fosforov oksid (III) P4O6. Često su njihove formule napisane u pojednostavljenom obliku - P2O5 i P2O3. Struktura ovih oksida zadržava tetraedarski raspored atoma fosfora.

Fosfor (III) oksid P4O6 je voštana kristalna masa koja se topi na 22,5°C i pretvara se u bezbojnu tečnost. Otrovno.

Kada se rastvori u hladnoj vodi formira fosfornu kiselinu:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

a pri reakciji sa alkalijama - odgovarajuće soli (fosfiti).

Snažno redukciono sredstvo. U interakciji s kisikom, oksidira se u P4O10.

Fosfor (III) oksid se dobija oksidacijom belog fosfora u odsustvu kiseonika.

Fosfor (V) oksid P4O10 je bijeli kristalni prah. Temperatura sublimacije 36°C. Ima nekoliko modifikacija, od kojih jedna (tzv. hlapljiva) ima sastav P4O10. Kristalna rešetka ove modifikacije sastoji se od molekula P4O10 međusobno povezanih slabim intermolekularnim silama, koje se lako lome pri zagrijavanju. Otuda i nestabilnost ove sorte. Ostale modifikacije su polimerne. Formirani su od beskrajnih slojeva PO4 tetraedara.

Kada P4O10 stupi u interakciju s vodom, nastaje fosforna kiselina:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Budući da je kiseli oksid, P4O10 reagira s bazičnim oksidima i hidroksidima.

Nastaje pri visokotemperaturnoj oksidaciji fosfora u višku kiseonika (suhi vazduh).

Zbog svoje izuzetne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnici kao sredstvo za sušenje i dehidrataciju. Po učinku sušenja nadmašuje sve ostale supstance. Hemijski vezana voda uklanja se iz bezvodne perhlorne kiseline da bi se formirao njen anhidrid:

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

2.2 Kiseline i njihove soli

a) Fosforna kiselina H3PO3. Bezvodna fosforna kiselina H3PO3 formira kristale gustine 1,65 g/cm3, koji se tope na 74°C.

Strukturna formula:

.

Kada se bezvodni H3PO3 zagrije, dolazi do disproporcionalne reakcije (autooksidacija-samoredukcija):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Soli fosforne kiseline - fosfiti. Na primjer, K3PO3 (kalijev fosfit) ili Mg3(PO3)2 (magnezijum fosfit).

Fosforna kiselina H3PO3 se dobija otapanjem fosfornog (III) oksida u vodi ili hidrolizom fosfornog (III) hlorida PCl3:

RCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Fosforna kiselina (ortofosforna kiselina) H3PO4.

Bezvodna fosforna kiselina se pojavljuje kao svjetlosni prozirni kristali koji difundiraju u zraku na sobnoj temperaturi. Tačka topljenja 42,35°C. Fosforna kiselina stvara otopine bilo koje koncentracije s vodom.

Fosforna kiselina ima sljedeću strukturnu formulu:

.

Fosforna kiselina reaguje sa metalima koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala do vodonika, sa bazičnim oksidima, sa bazama i sa solima slabih kiselina.

U laboratoriji se fosforna kiselina dobiva oksidacijom fosfora sa 30% dušične kiseline:

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

U industriji se fosforna kiselina proizvodi na dva načina: ekstrakcijski i termički. Metoda ekstrakcije zasniva se na tretiranju zdrobljenih prirodnih fosfata sumpornom kiselinom:

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

Fosforna kiselina se zatim filtrira i koncentrira isparavanjem.

Termička metoda se sastoji od redukcije prirodnih fosfata u slobodni fosfor, nakon čega slijedi njegovo spaljivanje do P4O10 i rastvaranje potonjeg u vodi. Fosforna kiselina proizvedena ovom metodom odlikuje se većom čistoćom i povećanom koncentracijom (do 80% masenog udjela).

Fosforna kiselina se koristi za proizvodnju gnojiva, za pripremu reagensa, organskih tvari i za stvaranje zaštitnih premaza na metalima. Pročišćena fosforna kiselina je potrebna za pripremu farmaceutskih proizvoda i koncentrata za životinje.

Fosforna kiselina nije jaka kiselina. Kao trobazna kiselina, postepeno se disocira u vodenom rastvoru. Disocijacija je lakša u prvoj fazi.

H3PO4 H+ + (dihidrogen fosfat jon);

H+ + (hidrogen fosfat ion);

H+ + (fosfatni jon).

Ukupna ionska jednadžba za disocijaciju fosforne kiseline:

H3PO4 3H+ + .

Fosforna kiselina formira tri serije soli:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisupstituisani ili fosfati;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disupstituisani ili hidrofosfati;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosupstituisani ili dihidrogen fosfati.

Monosupstituirani fosfati su kiseli, dvobazni fosfati su blago alkalni, a trobazni fosfati su alkalni.

Svi alkalni metali i amonijum fosfati su rastvorljivi u vodi. Od kalcijumovih soli fosforne kiseline samo se kalcijum dihidrogen fosfat otapa u vodi. Kalcijum hidrogen fosfat i kalcijum fosfat su rastvorljivi u organskim kiselinama.

Kada se zagrije, fosforna kiselina prvo gubi vodu - rastvarač, zatim počinje dehidracija fosforne kiseline i nastaje difosforna kiselina:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Značajan dio fosforne kiseline se pretvara u difosfornu kiselinu na temperaturi od oko 260°C.

c) Fosforna kiselina (hipofosforna kiselina) H4P2O6.

.

H4P2O6 je tetrabazična kiselina srednje jačine. Tokom skladištenja, hipofosforna kiselina se postepeno raspada. Kada se njegovi rastvori zagreju, pretvara se u H3PO4 i H3PO3.

Nastaje pri sporoj oksidaciji H3PO3 u zraku ili oksidaciji bijelog fosfora u vlažnom zraku.

d) Hipofosforna kiselina (hipofosforna kiselina) H3PO2. Ova kiselina je jednobazna i jaka. Hipofosforna kiselina ima sledeću strukturnu formulu:

.

Hipofosfiti - soli hipofosforne kiseline - obično su vrlo topljivi u vodi.

Hipofosfiti i H3PO2 su energetski redukcioni agensi (posebno u kiseloj sredini). Njihova vrijedna karakteristika je sposobnost reduciranja otopljenih soli nekih metala (Ni, Cu, itd.) u slobodni metal:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

Hipofosforna kiselina se dobija razgradnjom hipofosfita kalcijuma ili barija sa sumpornom kiselinom:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Hipofosfiti nastaju vrenjem bijelog fosfora u suspenzijama kalcijevih ili barijevih hidroksida.

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - jedinjenje fosfora sa vodonikom - bezbojni gas oštrog, neprijatnog mirisa na beli luk, veoma rastvorljiv u vodi (ne reaguje hemijski sa njim), i veoma je toksičan. Na vazduhu, čisti i suvi fosfin se pali kada se zagreje iznad 100-140°C. Ako fosfin sadrži nečistoće difosfina P2H4, on se spontano zapali na zraku.

U interakciji s nekim jakim kiselinama, fosfin stvara fosfonijske soli, na primjer:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfonijum hlorid).

Struktura fosfonijum kationa [PH4]+ je slična strukturi amonijum + kationa.

Voda razlaže fosfonijumove soli da nastane fosfin i halogen vodonik.

Fosfin se može dobiti reakcijom fosfida sa vodom:

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

I još jedna stvar. Kada fosfor stupi u interakciju s metalima, nastaju soli - fosfidi. Na primjer, Ca3P2 (kalcijum fosfid), Mg3P2 (magnezijum fosfid).

Poglavlje III Fosforna đubriva

Jedinjenja fosfora, poput dušika, stalno prolaze kroz transformacije u prirodi - ciklus fosfora se događa u prirodi. Biljke izvlače fosfate iz tla i pretvaraju ih u složene organske tvari koje sadrže fosfor. Ove tvari ulaze u životinjski organizam s biljnom hranom – stvaranjem proteinskih tvari u nervnom i mišićnom tkivu, kalcijum fosfata u kostima itd. Nakon uginuća životinja i biljaka, spojevi koji sadrže fosfor se razgrađuju pod djelovanjem mikroorganizama. Kao rezultat, formiraju se fosfati. Tako je ciklus izražen dijagramom završen:

P (živi organizmi) P (zemlja).

Ovaj ciklus se prekida kada se jedinjenja fosfora uklone iz prinosa useva. Nedostatak fosfora u tlu se praktički ne nadoknađuje prirodnim putem. Stoga je potrebno primijeniti fosforna gnojiva.

Kao što znate, mineralna gnojiva mogu biti jednostavna ili složena. Jednostavna gnojiva uključuju gnojiva koja sadrže jedan hranjivi element. Složena gnojiva sadrže nekoliko hranjivih tvari.

Kako se fosfatna đubriva proizvode u industriji? Prirodni fosfati se ne rastvaraju u vodi, slabo su topljivi u zemljišnim otopinama i slabo ih apsorbiraju biljke. Prerada prirodnih fosfata u jedinjenja rastvorljiva u vodi je zadatak hemijske industrije. Sadržaj hranljivog elementa fosfora u đubrivu se ocenjuje sadržajem fosfor-oksida (V) P2O5.

Glavna komponenta fosfatnih đubriva su kalcijum dihidrogen ili hidrogen fosfati. Fosfor je dio mnogih organskih spojeva u biljkama. Ishrana fosforom reguliše rast i razvoj biljaka. Najčešća fosforna đubriva uključuju:

1. Fosforit brašno - fini bijeli prah. Sadrži 18-26% P2O5.

Dobija se mlevenjem fosforita Ca3(PO4)2.

Fosforitno brašno može se apsorbirati samo na podzolastim i tresetnim tlima koja sadrže organske kiseline.

2. Jednostavan superfosfat - sivi sitnozrnati prah. Sadrži do 20% P2O5.

Dobiva se reakcijom prirodnog fosfata sa sumpornom kiselinom:

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

superfosfat

U tom slučaju se dobiva mješavina soli Ca(H2PO4)2 i CaSO4, koju biljke dobro apsorbiraju u bilo kojem tlu.

3. Dvostruki superfosfat (boja i izgled sličan jednostavnom superfosfatu).

Dobija se djelovanjem na prirodni fosfat sa fosfornom kiselinom:

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

U poređenju sa jednostavnim superfosfatom, ne sadrži CaSO4 i mnogo je koncentrisanije đubrivo (sadrži do 50% P2O5).

4. Precipitat – sadrži 35-40% P2O5.

Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline rastvorom kalcijum hidroksida:

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

Koristi se na kiselim zemljištima.

5. Koštano brašno. Dobija se preradom kostiju domaćih životinja i sadrži Ca3(PO4)2.

6. Amofos je kompleksno đubrivo koje sadrži azot (do 15% K) i fosfor (do 58% P2O5) u obliku NH4H2PO4 i (NH4)2HPO4. Dobija se neutralizacijom fosforne kiseline amonijakom.

Zaključak

I kao zaključak, želio bih reći biološki značaj fosfora. Fosfor je sastavni dio tkiva ljudskih, životinjskih i biljnih organizama. U ljudskom tijelu, većina fosfora je vezana za kalcij. Da bi izgradilo kostur, djetetu je potrebno isto toliko fosfora koliko i kalcijuma. Osim u kostima, fosfor se nalazi u nervnom i moždanom tkivu, krvi i mlijeku. U biljkama, kao i kod životinja, fosfor je dio proteina.

Od fosfora koji u ljudski organizam ulazi hranom, uglavnom jajima, mesom, mlijekom i kruhom, gradi se ATP - adenozin trifosforna kiselina, koja služi kao sakupljač i prijenosnik energije, kao i nukleinske kiseline - DNK i RNK koje prenose nasledna svojstva tela. ATP se najintenzivnije troši u aktivnim organima tijela: jetri, mišićima i mozgu. Nije uzalud poznati mineralog, jedan od osnivača nauke o geohemiji, akademik A. E. Fersman, nazvao fosfor "elementom života i misli".

Kao što je navedeno, fosfor postoji u prirodi u obliku spojeva koji se nalaze u tlu (ili otopljeni u prirodnim vodama). Fosfor iz tla izvlače biljke, a životinje dobivaju fosfor iz biljne hrane. Nakon odumiranja biljnih i životinjskih organizama, fosfor se vraća u tlo. Ovako se odvija ciklus fosfora u prirodi.

Bibliografija:

Ahmetov N.S. Hemija 9. razred: udžbenik. za opšte obrazovanje udžbenik ustanove. – 2. izd. – M.: Prosveta, 1999. – 175 str.: ilustr.

Gabrielyan O.S. Hemija 9. razred: udžbenik. za opšte obrazovanje udžbenik ustanove. – 4. izd. – M.: Drfa, 2001. – 224 str.: ilustr.

Gabrielyan O.S. Hemija 8-9 razred: metod. dodatak. – 4. izd. – M.: Drfa, 2001. – 128 str.

Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metode rješavanja zadataka iz hemije: udžbenik. dodatak. – M.: Prosveta, 1989. – 176 str.: ilustr.

Kremenchugskaya M. Hemija: Referentna knjiga za školarce. – M.: Filol. Društvo "WORD": DOO "AST Izdavačka kuća", 2001. - 478 str.

Kritsman V.A. Čitanka o neorganskoj hemiji. – M.: Obrazovanje, 1986. – 273 str.

Slični sažetci:

Arsen (lat. Arsenicum), As, hemijski element V grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 33, atomska masa 74,9216; čelično-sivi kristali. Element se sastoji od jednog stabilnog izotopa

Surgut State University Department of Chemistry SAŽETAK

Šumsko-stepska tla

karakteriše sadržaj humusa od 1,78-2,46%.

Moćne crne zemlje

sadrže 0,81-1,25% humusne materije.

Obični černozemi

sadrže 0,90-1,27% humusne materije.

Leached chernozems

sadrže 1,10-1,43% humusne materije.

Tamna kestena tla sadrže

u humusnoj materiji 0,97-1,30%.

Uloga u biljci

Biohemijske funkcije

Oksidirana jedinjenja fosfora neophodna su svim živim organizmima. Nijedna živa ćelija ne može postojati bez njih.

U biljkama se fosfor nalazi u organskim i mineralnim jedinjenjima. Istovremeno, sadržaj mineralnih jedinjenja kreće se od 5 do 15%, organskih jedinjenja - 85-95%. Mineralna jedinjenja predstavljaju kalijeve, kalcijumove, amonijumove i magnezijumove soli ortofosforne kiseline. Mineralni fosfor biljaka je rezervna tvar, rezerva za sintezu organskih spojeva koji sadrže fosfor. Povećava puferski kapacitet ćelijskog soka, održava ćelijski turgor i druge jednako važne procese.

Organska jedinjenja - nukleinske kiseline, adenozin fosfati, šećerni fosfati, nukleoproteini i fosfatoproteini, fosfatidi, fitin.

Na prvom mjestu po važnosti za život biljaka su nukleinske kiseline (RNA i DNK) i adenozin fosfati (ATP i ADP). Ova jedinjenja su uključena u mnoge vitalne procese biljnog organizma: sintezu proteina, energetski metabolizam, prenošenje naslednih svojstava.

Nukleinske kiseline

Adenozin fosfati

Posebna uloga fosfora u životu biljaka je njegovo učešće u energetskom metabolizmu biljne ćelije. Glavna uloga u ovom procesu pripada adenozin fosfatima. Sadrže ostatke fosforne kiseline povezane visokoenergetskim vezama. Kada se hidroliziraju, sposobne su osloboditi značajne količine energije.

Predstavljaju svojevrsni akumulator energije koji ga opskrbljuje po potrebi za obavljanje svih procesa u ćeliji.

Postoje adenozin monofosfat (AMP), adenozin difosfat (ADP) i adenozin trifosfat (ATP). Potonji značajno nadmašuje prva dva u energetskim rezervama i zauzima vodeću ulogu u energetskom metabolizmu. Sastoji se od adenina (baza purina) i šećera (riboze), kao i tri ostatka fosforne kiseline. Sinteza ATP-a se dešava u biljkama tokom disanja.

Fosfatidi

Fosfatidi ili fosfolipidi su estri glicerola, masnih kiselina visoke molekularne težine i fosforne kiseline. Oni su dio fosfolipidnih membrana i reguliraju propusnost ćelijskih organela i plazmaleme za različite tvari.

Citoplazma svih biljnih ćelija sadrži lecitin, pripadnik fosfatidne grupe. Ovo je derivat diglicerid fosforne kiseline, supstance nalik masti koja sadrži 1,37% .

Šećer fosfati

Šećer fosfati, ili fosforni estri šećera, prisutni su u svim biljnim tkivima. Poznato je više od deset jedinjenja ovog tipa. Oni igraju važnu ulogu u procesima disanja i fotosinteze u biljkama. Formiranje šećernih fosfata naziva se fosforilacija. Sadržaj šećernih fosfata u biljci, u zavisnosti od starosti i uslova ishrane, varira od 0,1 do 1,0% suve mase.

Uklopiti se

Fitin je kalcijum-magnezijumova so inozitol fosforne kiseline, koja sadrži 27,5%. Po sadržaju u biljkama zauzima prvo mjesto među ostalim spojevima koji sadrže fosfor. Fitin je prisutan u mladim organima i tkivima biljaka, posebno u sjemenu, gdje služi kao rezervna supstanca i koristi se sadnicama tokom procesa klijanja.

Glavne funkcije fosfora

Najviše fosfora ima u reproduktivnim organima i mladim dijelovima biljaka. Fosfor je odgovoran za ubrzanje formiranja korijenskog sistema biljaka. Glavna količina fosfora se troši u prvim fazama razvoja i rasta. Jedinjenja fosfora imaju sposobnost da lako prelaze iz starih tkiva u mlada i da se ponovo koriste (recikliraju).

Fosfor je jedan od prilično čestih elemenata; njegov sadržaj u zemljinoj kori je oko . Zbog svoje lake oksidacije, fosfor se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom stanju.

Od prirodnih spojeva fosfora najvažniji je kalcijum ortofosfat, koji ponekad stvara velike naslage u obliku minerala fosforita. U SSSR-u, najbogatija nalazišta fosforita nalaze se u južnom Kazahstanu u planinama Karatau. Često se nalazi i mineral apatit, koji sadrži, pored, ili. Ogromna ležišta apatita otkrivena su dvadesetih godina našeg veka na poluostrvu Kola.

Ovo ležište je najveće na svijetu po rezervama.

Fosfor je, kao i dušik, neophodan za sva živa bića, jer je dio nekih proteina biljnog i životinjskog porijekla. U biljkama se fosfor nalazi uglavnom u proteinima sjemena, u životinjskim organizmima - u mlijeku, krvi, mozgu i nervnim proteinima.Osim toga, velike količine fosfora se nalaze u kostima kičmenjaka, uglavnom u obliku jedinjenja i. U obliku kiselog ostatka fosforne kiseline, fosfor je dio nukleinskih kiselina - složenih organskih polimernih spojeva koji se nalaze u svim živim organizmima. Ove kiseline su direktno uključene u procese prenošenja nasljednih svojstava žive ćelije.

Sirovine za proizvodnju fosfora i njegovih spojeva su fosforiti i apatiti. Prirodni fosforit ili apatit se drobi, miješa s pijeskom i ugljem i zagrijava u pećima na električnu struju bez pristupa zraka.

Da biste razumjeli reakciju koja se događa, zamislite kalcijev fosfat kao spoj kalcijevog oksida s fosfornim anhidridom; pijesak se uglavnom sastoji od silicijum dioksida. Na visokim temperaturama, silicijum dioksid istiskuje fosforni anhidrid i, u kombinaciji s kalcijevim oksidom, formira kalcijev silikat niskog taljenja, a fosforni anhidrid se redukuje pomoću uglja do slobodnog fosfora:

Sabiranjem obe jednačine dobijamo:

Fosfor se oslobađa kao para, koja se kondenzuje u prijemniku pod vodom.

Fosfor formira nekoliko alotropnih modifikacija.

Bijeli fosfor se dobija u čvrstom stanju brzim hlađenjem fosforne pare; njegova gustina. U svom čistom obliku, bijeli fosfor je potpuno bezbojan i proziran; komercijalni proizvod je obično žućkaste boje i po izgledu sličan vosku. Na hladnoći, bijeli fosfor je lomljiv, ali na višim temperaturama postaje mekan i lako se može rezati nožem.

U zraku, bijeli fosfor vrlo brzo oksidira i svijetli u mraku. Odatle potiče naziv „fosfor“, što na grčkom znači „svjetlonoseći“. Čak i pri slabom zagrijavanju, za koje je dovoljno jednostavno trenje, fosfor gori, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se takođe može spontano zapaliti u vazduhu usled oslobađanja toplote tokom oksidacije.

Da bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom. Bijeli fosfor je nerastvorljiv u vodi; dobro se otapa u ugljičnom disulfidu.

Bijeli fosfor ima molekularnu kristalnu rešetku na čijim se čvorovima nalaze tetraedarski molekuli. Jačina veza između atoma u ovim molekulima je relativno mala. Ovo objašnjava visoku hemijsku aktivnost bijelog fosfora.

Bijeli fosfor je jak otrov, čak i u malim dozama je smrtonosan.

Ako se bijeli fosfor dugo zagrijava bez pristupa zraka na , tada se pretvara u drugu modifikaciju fosfora, koja ima crveno-ljubičastu boju i naziva se crveni fosfor. Ista transformacija se dešava, ali vrlo sporo, pod uticajem svetlosti.

Crveni fosfor se po svojim svojstvima vrlo razlikuje od bijelog fosfora: vrlo sporo oksidira na zraku, ne svijetli u mraku, svijetli samo kada , ne rastvara se u ugljičnom disulfidu i nije toksičan. Gustina crvenog fosfora je . Promjenjiva gustina je zbog činjenice da se crveni fosfor sastoji od nekoliko oblika. Njihova struktura nije u potpunosti razjašnjena, ali je poznato da su polimerne supstance.

Kada se jako zagrije, crveni fosfor isparava (sublimira) bez topljenja. Kada se para ohladi, dobija se beli fosfor.

Crni fosfor nastaje iz bijelog fosfora kada se zagrije na vrlo visok pritisak. Izgleda kao grafit, mastan je na dodir i teži od ostalih modifikacija; njegova gustina je . Crni fosfor je poluprovodnik.

Upotreba fosfora je veoma raznolika. Velika količina se troši na proizvodnju šibica.

Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica; sadržan je u masi koja se nanosi na kutiju šibica. Glava šibice se sastoji od mješavine zapaljivih tvari sa soli i spojeva koji katalizuju razgradnju soli, itd.)

Osim u proizvodnji šibica, fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za proizvodnju nekih poluprovodnika - galijum fosfida, indijum fosfida. Dodaje se drugim poluprovodnicima u vrlo malim količinama kao neophodan aditiv. Osim toga, sastavni je dio nekih metalnih materijala, poput limene bronze.

Kada fosfor sagorijeva, proizvodi se gusti bijeli dim; Zbog toga se bijeli fosfor koristi za opremanje municije (topničke granate, avionske bombe, itd.) namijenjene formiranju dimnih zavjesa.

Velika količina fosfora se koristi za proizvodnju organofosfornih preparata, koji uključuju vrlo efikasna sredstva za suzbijanje štetočina insekata.

Slobodni fosfor je izuzetno aktivan. On direktno stupa u interakciju s mnogim jednostavnim tvarima, oslobađajući veliku količinu topline. Fosfor se najlakše spaja sa kiseonikom, zatim sa halogenima, sumporom i mnogim metalima, a u ovom drugom slučaju nastaju fosfidi, slični nitridima - na primer itd. Sva ova svojstva posebno su izražena kod belog fosfora; crveni fosfor reaguje manje energično, crni fosfor uglavnom teško ulazi u hemijske interakcije.

Plan:

Uvod…………………………………………………………………………………………………….	3
Istorija razvoja fosfora……………………………………………………………………	3
Prirodna jedinjenja i proizvodnja fosfora………………………………………………...	4
Hemijska svojstva…………………………………………………………………………	4
Alotropske promjene……………………………………………………………………	5
a) bijela……………………………………………………………………………………………………..	6
b) crvena………………………………………………………………………………………………..	7
c) crna…………………………………………………………………………………………………….	7
Fosforovi oksidi……………………………………………………………………………………………………	7
Ortofosforna kiselina………………………………………………………………………	9
Ortofosfati…………………………………………………………………………………………….	11
Fosfor u ljudskom tijelu……………………………………………………..	11
Utakmice…………………………………………………………………………………………….	12
Fosforna đubriva…………………………………………………………………………..	12
Zaključak…………………………………………………………………………………….	14
1. Vrijednost fosfora………………………………………………………………………..	14
2. Primjena fosfora……………………………………………………………………………………………	15
Bibliografija…………………………………………………………...	17

Uvod

Peta grupa periodnog sistema uključuje dva tipična elementa - azot i fosfor - i podgrupe arsena i vanadijuma. Postoji značajna razlika u svojstvima između prvog i drugog tipičnog elementa.

U stanju prostih supstanci dušik je plin, a fosfor čvrsta tvar. Ove dvije supstance imale su široku primjenu, iako je dušik prvi put izolovan iz zraka smatran štetnim plinom, a od prodaje fosfora se mogla zaraditi velika količina novca (fosfor je bio cijenjen zbog svoje sposobnosti da svijetli u mrak).

Istorija otkrića fosfora

Ironično, fosfor je otkriven nekoliko puta. I svaki put kad smo ga dobili iz... urina. Pominje se da je arapski alhemičar Alhild Behil (12. vijek) otkrio fosfor destilacijom urina pomiješanog s glinom, vapnom i ugljem. Međutim, smatra se da je datum otkrića fosfora 1669. Hamburški alhemičar amater Henning Brand, bankrotirani trgovac koji je sanjao da poboljša svoje poslove uz pomoć alhemije, prerađivao je široku paletu proizvoda. Teoretizirajući da bi fiziološki proizvodi mogli sadržavati "primordijalnu materiju" za koju se vjeruje da je osnova kamena filozofa, Brand se zainteresirao za ljudski urin.

Sakupio je oko tonu urina iz vojničkih kasarni i ispario ga da bi se stvorila sirupasta tečnost. Ponovo je destilirao ovu tečnost i dobio teško crveno "urino ulje", koje je destilirano da bi se formirao čvrsti ostatak. Prilikom zagrijavanja potonjeg, bez pristupa zraka, primijetio je stvaranje bijelog dima, koji se taložio na zidovima posude i sjajno sijao u mraku. Brand je supstancu koju je dobio nazvao fosforom, što u prijevodu s grčkog znači "nosač svjetla".

Nekoliko godina je „recept za pripremu“ fosfora držan u najstrožoj tajnosti i bio je poznat samo nekolicini alhemičara. Fosfor je po treći put otkrio R. Boyle 1680. godine.

U nešto izmijenjenom obliku, drevni način proizvodnje fosfora korišten je i u 18. stoljeću: mješavina urina s olovnim oksidom (PbO), kuhinjskom soli (NaCl), potašom (K 2 CO 3) i ugljem (C) grijano. Tek 1777. K.V. Scheele je razvio metodu za dobijanje fosfora iz rogova i kostiju životinja.

Prirodna jedinjenja i proizvodnja fosfora

Po zastupljenosti u zemljinoj kori, fosfor je ispred azota, sumpora i hlora. Za razliku od dušika, fosfor se zbog svoje visoke kemijske aktivnosti u prirodi javlja samo u obliku spojeva. Najvažniji fosforni minerali su apatit Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, rjeđe hlor i hidroksilna grupa) i fosforit, čija je osnova Ca 3 (PO 4) 2. Najveće ležište apatita nalazi se na poluostrvu Kola, u regionu planina Khibiny. Nalazišta fosforita nalaze se u planinama Karatau, u Moskovskoj, Kaluškoj, Brjanskoj oblasti i drugim mestima. Fosfor je dio nekih proteinskih tvari sadržanih u generativnim organima biljaka, u nervnom i koštanom tkivu životinja i ljudi. Moždane ćelije su posebno bogate fosforom.

Danas se fosfor proizvodi u električnim pećima redukcijom apatita ugljem u prisustvu silicijum dioksida:

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

Para fosfora na ovoj temperaturi se gotovo u potpunosti sastoji od molekula P2, koji se hlađenjem kondenzuju u molekule P4.

Hemijska svojstva

Elektronska konfiguracija atoma fosfora

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

Vanjski elektronski sloj sadrži 5 elektrona. Prisustvo tri nesparena elektrona na vanjskom energetskom nivou objašnjava da je u normalnom, nepobuđenom stanju, valencija fosfora 3.

Ali na trećem energetskom nivou postoje prazne ćelije d-orbitala, pa će se pri prelasku u pobuđeno stanje 3S elektroni odvojiti i preći na d podnivo, što dovodi do formiranja 5 nesparenih elemenata.

Dakle, valencija fosfora u pobuđenom stanju je 5.

U jedinjenjima, fosfor obično pokazuje oksidacijsko stanje od +5, rjeđe +3, -3.

1. Reakcije sa kiseonikom:

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

(sa nedostatkom kiseonika: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )

2. Sa halogenima i sumporom:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(fosforni halogenidi se lako razlažu vodom, na primjer:

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

3. Sa azotnom kiselinom:

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

4. Formira fosfide sa metalima, u kojima fosfor pokazuje oksidaciono stanje 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(magnezijum fosfid se lako razlaže vodom Mg 3 P 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfin))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Sa alkalijama:

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

U reakcijama (1,2,3) - fosfor djeluje kao redukciono sredstvo, u reakciji (4) - as oksidant; reakcija (5) - primjer reakcije disproporcionalnost.

Fosfor može biti i redukcijski i oksidacijski agens.

Alotropne promjene

U slobodnom stanju, fosfor formira nekoliko alotropnih modifikacija. To se objašnjava činjenicom da se atomi fosfora mogu međusobno povezati i formirati kristalne rešetke različitih tipova.
Tabela 1

Fizička svojstva fosfora

Alotropska modifikacija	gustina,	t pl,	T bale,	Izgled i karakteristične karakteristike
Bijelo	1,73	44,1	280,5	Bijeli kristalni prah, otrovan, spontano se zapali na zraku. Na 280-300°C postaje crvena
Crveni	2,3	590	Sublimira na oko 400°C	Crveni kristalni ili amorfni prah, netoksičan. Na 220°C i 12  10 8 Pa prelazi u crni fosfor. Svetli na vazduhu samo kada se pali
Crno	2,7	Kada se zagreje, pretvara se u crveni fosfor		Grafitna struktura. U normalnim uslovima - poluprovodnik, pod pritiskom provodi električnu struju kao metal

B Bijela modifikacija fosfora, koji nastaje kondenzacijom para, ima molekularnu kristalnu rešetku u čijim se čvorovima nalaze molekuli P4 (slika 1). Zbog slabosti međumolekularnih sila, bijeli fosfor je hlapljiv, topljiv, može se rezati nožem i rastvara se u nepolarnim otapalima, kao što je ugljični disulfid. Bijeli fosfor je vrlo reaktivna supstanca. Snažno reaguje sa kiseonikom, halogenima, sumporom i metalima. Oksidacija fosfora u zraku je praćena zagrijavanjem i žarenjem. Zbog toga se bijeli fosfor skladišti pod vodom, s kojom ne reagira. Bijeli fosfor je veoma toksičan.

Oko 80% ukupne proizvodnje bijelog fosfora odlazi na sintezu čiste ortofosforne kiseline. On se, pak, koristi za proizvodnju natrijevih polifosfata (koriste se za smanjenje tvrdoće vode za piće) i fosfata u hrani. Ostatak bijelog fosfora koristi se za stvaranje tvari koje stvaraju dim i zapaljivih smjesa.

Sigurnosne mjere. U proizvodnji fosfora i njegovih spojeva potrebne su posebne mjere opreza, jer bijeli fosfor je jak otrov. Produženi rad u atmosferi bijelog fosfora može dovesti do bolesti kostiju, gubitka zuba i nekroze područja vilice. Kada se zapali, bijeli fosfor izaziva bolne opekotine koje ne zacjeljuju dugo vremena. Bijeli fosfor treba čuvati pod vodom u zatvorenim posudama. Zapaljeni fosfor se gasi ugljičnim dioksidom, otopinom CuSO 4 ili pijeskom. Opečenu kožu treba oprati rastvorom Km nO 4 ili CuSO 4 . Protuotrov za trovanje fosforom je 2% rastvor CuSO 4.

P Prilikom dugotrajnog skladištenja, kao i pri zagrijavanju, postaje bijeli fosfor u crvenoj modifikaciji(prvi put je primljen tek 1847. godine). Naziv crveni fosfor odnosi se na nekoliko modifikacija koje se razlikuju po gustoći i boji: kreće se od narančaste do tamnocrvene, pa čak i ljubičaste. Sve vrste crvenog fosfora su nerastvorljive u organskim rastvaračima, au poređenju sa belim fosforom, manje su reaktivne i imaju polimernu strukturu: to su P4 tetraedri međusobno povezani u beskrajnim lancima (slika 2).

Crveni fosfor se koristi u metalurgiji, proizvodnji poluprovodničkih materijala i sijalica sa žarnom niti, a koristi se u proizvodnji šibica.

N Najstabilnija modifikacija fosfora je crni fosfor. Dobija se alotropskom transformacijom bijelog fosfora pri t=220 0 C i povišenom pritisku. Po izgledu podsjeća na grafit. Kristalna struktura crnog fosfora je slojevita, sastoji se od valovitih slojeva (slika 3). Crni fosfor je najmanje aktivna modifikacija fosfora. Kada se zagrije bez pristupa zraku, on se, poput crvene, pretvara u paru, iz koje se kondenzira u bijeli fosfor.

Fosfor(V) oksid

P2+5O5 Fosforov anhidrid (fosforov (V) oksid)

Bijeli kristali, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 ključanja. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Ima nekoliko modifikacija. U pari se sastoji od molekula P 4 H 10, veoma je higroskopan (koristi se kao sredstvo za sušenje gasova i tečnosti).

Potvrda

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Hemijska svojstva

Sva hemijska svojstva kiselih oksida: reaguje sa vodom, bazičnim oksidima i alkalijama

1) P 2 O 5 + H 2 O  2 HPO 3 (metafosforna kiselina)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (pirofosforna kiselina)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (ortofosforna kiselina)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

U zavisnosti od viška alkalija, formira srednje i kisele soli:

natrijum hidrogen fosfat

natrijum dihidrogen fosfat

Zbog svoje izuzetne higroskopnosti, fosfor (V) oksid se koristi u laboratorijskoj i industrijskoj tehnici kao sredstvo za sušenje i dehidrataciju. Po učinku sušenja nadmašuje sve ostale supstance. Hemijski vezana voda uklanja se iz bezvodne perhlorne kiseline da bi se formirao njen anhidrid:

O fosforna kiselina. Poznato je nekoliko kiselina koje sadrže fosfor. Najvažnija od njih je ortofosforna kiselina H 3 PO 4 (slika 5).

Bezvodna ortofosforna kiselina je svijetli prozirni kristali koji difundiraju u zraku na sobnoj temperaturi. Tačka topljenja 42,35 0 ​​C. Fosforna kiselina stvara rastvore bilo koje koncentracije sa vodom.

Ortofosforna kiselina odgovara sljedećoj strukturnoj formuli:

R
U laboratoriji fosforna kiselina dobiti oksidacija fosfora sa 30% azotne kiseline:

4. Reaguje sa bazama i amonijakom; ako se kiselina uzima u višku, tada nastaju kisele soli:

natrijum hidrogen fosfat

natrijum dihidrogen fosfat

5. Reaguje sa solima slabih kiselina:

1. 
   Kada se zagrije, postepeno se pretvara u metafosfornu kiselinu:

bifosfor

kiselina

2. Kada se izloži rastvoru srebro (I) nitrata, pojavljuje se žuti talog:

žuta

sediment

3. Ortofosforna kiselina igra važnu ulogu u životu životinja i biljaka. Njegovi ostaci su dio ATP-a adenozin trifosforne kiseline.

Kada se ATP razgradi, oslobađa se velika količina energije.

Ortofosfati. Fosforna kiselina formira tri serije soli. Ako atome metala označimo slovima Me, onda možemo općenito prikazati sastav njegovih soli (tablica 3).

Tabela 3

Hemijske formule ortofosfata koji sadrže metale

monovalentan	dvovalentan	trovalentan
	Ortofosfati Ja 3 (PO 4) 2	Ja 3 PO 4
	Vodonik ortofosfati	Ja 2 (NRO 4) 3
	Dihidrogen ortofosfati Me(H 2 PO 4) 2	Me(H 2 PO 4) 3

Umjesto monovalentnog metala, sastav molekula ortofosfata može uključivati ​​amonijumsku grupu: (NH 4) 3 PO 4 - amonijum ortofosfat;

(NH 4) 2 HPO 4 - amonijum hidrogen ortofosfat; NH 4 H 2 PO 4 – amonijum dihidrogen ortofosfat.

Kalcijum i amonijum ortofosfati i hidroortofosfati se široko koriste kao đubriva, a natrijum ortofosfat i natrijum hidrogenortofosfat se koriste za taloženje kalcijevih soli iz vode.

Fosfor u ljudskom tijelu

U ljudskom tijelu težine 70 kg. Sadrži oko 780 g fosfora. Fosfor je prisutan u obliku kalcijum fosfata u ljudskim i životinjskim kostima. Takođe je deo proteina, fosfolipida i nukleinskih kiselina; Jedinjenja fosfora su uključena u energetski metabolizam (adenezin trifosforna kiselina, ATP). Dnevna potreba ljudskog organizma za fosforom je 1,2 g. Najveću količinu unosimo sa mlekom i hlebom (100 g hleba sadrži oko 200 mg fosfora). Riba, pasulj i neke vrste sireva su najbogatiji fosforom.

Zanimljivo je da je za pravilnu ishranu potrebno održavati ravnotežu između unesene količine fosfora i kalcijuma: optimalan omjer ovih elemenata hrane je 1,51. Višak hrane bogate fosforom dovodi do ispiranja kalcija iz kostiju, a s viškom kalcija razvija se urolitijaza.

Utakmice

Goruća površina kutije šibica premazana je mješavinom crvenog fosfora i staklenog praha. Sastav glave šibice uključuje oksidaciona sredstva (PbO 2, KSlO 3, BaCrO 4) i redukcione agense (S, Sb 2 S 3). Pri trenju od površine za paljenje, smjesa nanesena na šibicu se zapali:

Prve fosforne šibice - sa glavom od belog fosfora - nastale su tek 1827. Takve šibice su se palile kada su se trljale o bilo koju površinu, što je često dovodilo do požara. Osim toga, bijeli fosfor je vrlo otrovan. Opisani su slučajevi trovanja fosfornim šibicama, kako zbog nepažljivog rukovanja, tako i u svrhu samoubistva: za to je bilo dovoljno pojesti nekoliko šibica. Zato su fosforne šibice zamijenjene sigurnim, koje nam do danas vjerno služe. Industrijska proizvodnja sigurnosnih šibica započela je u Švedskoj 60-ih godina. XIX vijeka.

Fosforna đubriva

Mineralna đubriva su izvor različitih hranljivih materija za biljke i svojstva zemljišta, prvenstveno azota, fosfora i kalijuma, a zatim kalcijuma, magnezijuma, sumpora, gvožđa.

Fosfor je dio mnogih organskih spojeva u biljkama. Ishrana fosforom reguliše rast i razvoj biljaka.

Sirovine za proizvodnju fosfatnih đubriva, fosfora i svih fosfornih jedinjenja su apatitne i fosfatne rude. Sastav apatita najčešće se izražava formulom Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatit). Fosforiti se razlikuju od fluorapatita po tome što umjesto F - jona sadrže OH - ili
. Fosforiti obično sadrže više nečistoća od fluorapatita.

U predrevolucionarnoj Rusiji bila su poznata i razvijena samo tanka ležišta fosforita niskog kvaliteta. Stoga je događaj od ogromnog nacionalnog ekonomskog značaja bilo otkriće ležišta apatita na poluostrvu Kola u planinama Khibiny 1920-ih. Ovdje je izgrađeno veliko postrojenje za preradu, koje izdvaja iskopanu stijenu u koncentrat sa visokim sadržajem fosfora i nečistoća – „nefelinsku jalovinu“, koja se koristi za proizvodnju aluminija, sode, potaše i cementa.

Moćna nalazišta fosforita otkrivena su u južnom Kazahstanu, u planinama Karatau.

Najjeftinije fosforno đubrivo je fino mleveni fosforit - fosfatni kamen. Fosfor se u njemu nalazi u obliku kalcijum fosfata Ca 3 (PO 4) 2 netopivog u vodi. Stoga fosforite ne apsorbiraju sve biljke i ne na svim tlima. Najveći dio iskopanih fosfornih ruda prerađuje se kemijskim metodama u tvari dostupne svim biljkama na bilo kojem tlu. Ovo su kalcijum fosfati rastvorljivi u vodi:

Dvostruki superfosfat(boja i izgled sličan jednostavnom superfosfatu - sivi sitnozrnati prah).

Dobija se djelovanjem na prirodni fosfat sa fosfornom kiselinom:

U poređenju sa jednostavnim superfosfatom, ne sadrži CaSO 4 i značajno je koncentrisano đubrivo (sadrži do 50% P 2 O 5).

Precipitat– sadrži 35-40% P 2 O 5.

Dobiva se neutralizacijom fosforne kiseline rastvorom kalcijum hidroksida:

Koristi se na kiselim zemljištima.

Ammophos – kompleks đubrivo koje sadrži azot (do 15% N) i fosfor (do 58% P 2 O 5) u obliku NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4. Dobija se neutralizacijom fosforne kiseline amonijakom.

Ranije, više od 100 godina, tzv jednostavni superfosfat, koji nastaje djelovanjem sumporne kiseline na prirodni kalcijum fosfat:

U ovom slučaju relativno manje sumporne kiseline reagira s kalcijum fosfatom nego kada se iz njega proizvodi fosforna kiselina. Rezultat je mješavina kalcijum dihidrogen fosfata i kalcijum sulfata. Ovo je gnojivo s masenim udjelom P 2 O 5 ne većim od 20%. Sada se jednostavni superfosfat proizvodi u relativno malom obimu u prethodno izgrađenim postrojenjima.

Kompleksna kompozicija. Sadrži P, Ca, Si, C, Fe i druge elemente

Kompleks

Ammophos



Ammofoska



Nitroammophos

Zaključak

1. 
   Fosforna vrijednost

Fosforna kiselina je od velikog značaja kao jedna od najvažnijih komponenti ishrane biljaka. Fosfor biljke koriste za izgradnju svojih najvitalnijih dijelova - sjemena i plodova.

Derivati ​​ortofosforne kiseline su veoma neophodni ne samo za biljke, već i za životinje. Kosti, zubi, školjke, kandže, iglice i bodlje većine živih organizama sastoje se uglavnom od kalcijum ortofosfata. Osim toga, ortofosforna kiselina, tvoreći različite spojeve s organskim tvarima, aktivno sudjeluje u metaboličkim procesima živog organizma s okolinom. Kao rezultat toga, derivati ​​fosfora se nalaze u kostima, mozgu, krvi, mišićima i vezivnom tkivu ljudi i životinja. Posebno je mnogo ortofosforne kiseline u sastavu nervnih (moždanih) ćelija, što je omogućilo A.E. Fersman 1, poznati geohemičar, nazvao je fosfor „elementom misli“. Smanjenje sadržaja fosfornih spojeva u prehrani ili njihovo unošenje u neprobavljivom obliku ima vrlo negativan učinak na stanje organizma (bolest životinja sa rahitisom, anemijom itd.).

1. 
   Primjena fosfora

Fosforna kiselina se trenutno koristi prilično široko. Njegov glavni potrošač je proizvodnja fosfata i kombinovanih đubriva. U te svrhe godišnje se širom svijeta iskopa oko 100 miliona tona rude koja sadrži fosfor. Fosforna đubriva ne samo da pomažu u povećanju produktivnosti različitih poljoprivrednih kultura, već i daju biljkama zimsku otpornost i otpornost na druge nepovoljne klimatske uslove, te stvaraju uslove za brže sazrijevanje usjeva u područjima sa kratkom vegetacijom. Blagotvorno djeluju i na tlo, pospješuju njegovo strukturiranje, razvoj bakterija u tlu, mijenjaju topljivost drugih tvari sadržanih u tlu i potiskuju neke od štetnih organskih tvari koje nastaju.

Prehrambena industrija troši mnogo ortofosforne kiseline. Činjenica je da je razrijeđena ortofosforna kiselina vrlo ugodnog okusa i njeni mali dodaci marmeladama, limunadama i sirupima značajno poboljšavaju njihov okus. Ovo svojstvo imaju i neke soli fosforne kiseline. Kalcijum hidrogen fosfati, na primer, odavno su uključeni u prašak za pecivo, poboljšavajući ukus lepinja i hleba.

Zanimljive su i druge industrijske primjene ortofosforne kiseline. Na primjer, uočeno je da impregnacija drveta samom kiselinom i njenim solima čini drvo nezapaljivim. Na osnovu toga se sada proizvode vatrootporne boje, nezapaljive fosforne drvene ploče, nezapaljiva fosfatna pjena i drugi građevinski materijali.

Različite soli fosforne kiseline imaju široku primenu u mnogim industrijama, u građevinarstvu, raznim oblastima tehnike, u komunalnoj delatnosti i svakodnevnom životu, za zaštitu od zračenja, za omekšavanje vode, za suzbijanje kotlovskog kamenca i za izradu raznih deterdženata.

Fosforna kiselina, kondenzirane kiseline i dehidrirani fosfati služe kao katalizatori u procesima dehidracije, alkilacije i polimerizacije ugljikovodika.

Organofosforna jedinjenja zauzimaju posebno mesto kao ekstraktanti, plastifikatori, maziva, praškasti aditivi i apsorbenti u rashladnim uređajima. Soli kiselih alkil fosfata koriste se kao tenzidi, antifrizi, specijalna đubriva, lateks antikoagulansi, itd. Kiseli alkil fosfati se koriste za ekstrakcijsku preradu tečnosti iz rude uranijuma.

Spisak korišćene literature:

1. 
   F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. HEMIJA. Udžbenik za 9. razred opšteobrazovnih ustanova. – M., 5. izdanje, PROSVJETENJE, 1997.
2. 
   HEMIJA. Referentni materijali. Uredio Yu.D.Tretjakov, - M., OBRAZOVANJE, 1984.
3. 
   HEMIJA. Priručnik za školarce, - M., 1995.
4. 
   HEMIJA. Enciklopedija za djecu. Svezak 17, AVANTA, 2000.
5. 
   Weser W.-J., Fosfor i njegovi spojevi, trans. sa engleskog, - M., 1963.
6. 
   Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Aleksandar Jevgenijevič, sovjetski geohemičar i mineralog, akademik Akademije nauka SSSR (1919). Učenik V. I. Vernadskog.