Postfosfor w przyrodzie. Związki naturalne i produkcja fosforu. Kwasy i ich sole

FOSFOR (FOSFOR)

145. Fosfor w przyrodzie. Otrzymywanie i właściwości fosforu.

Fosfor jest jednym z dość powszechnych pierwiastków; jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi około 0,1% (mas.). Fosfor ze względu na łatwość utleniania nie występuje w przyrodzie w postaci wolnej.

Spośród naturalnych związków fosforu najważniejszy jest ortofosforan wapnia Ca 3 (PO 4) 2, który czasami tworzy duże osady w postaci mineralnego fosforytu. W ZSRR najbogatsze złoża fosforytów znajdują się w południowym Kazachstanie w górach Karatau. Często spotyka się także mineralny apatyt, zawierający oprócz Ca 3 (PO 4) 2 także CaF 2 lub CaCl 2. Ogromne złoża apatytu odkryto w latach dwudziestych naszego stulecia na Półwyspie Kolskim.

Złoże to jest największe na świecie pod względem zasobów.

Fosfor, podobnie jak azot, jest niezbędny dla wszystkich żywych istot, ponieważ wchodzi w skład niektórych białek pochodzenia roślinnego i zwierzęcego. W roślinach fosfor występuje głównie w białkach nasion, w organizmach zwierzęcych - w białkach mleka, krwi, mózgu i tkanki nerwowej. Ponadto duże ilości fosforu zawarte są w kościach kręgowców, głównie w postaci związków 3Ca 3 (PO 4)2 · Ca(OH) 2 i 3Ca 3 (PO 4)2 · CaCO 3 · H 2 O W postaci kwaśnej reszty fosforu Kwas fosforowy wchodzi w skład kwasów nukleinowych – złożonych organicznych związków polimerowych występujących we wszystkich żywych organizmach. Kwasy te biorą bezpośredni udział w procesach przenoszenia dziedzicznych właściwości żywej komórki.

Surowcami do produkcji fosforu i jego związków są fosforyty i apatyty. Naturalny fosforyt lub apatyt jest kruszony, mieszany z piaskiem i węglem i podgrzewany w piecach za pomocą prądu elektrycznego bez dostępu powietrza.

Aby zrozumieć zachodzącą reakcję, wyobraźmy sobie fosforan wapnia jako związek tlenku wapnia z bezwodnikiem fosforu (3CaO·P 2 O 5); piasek składa się głównie z dwutlenku krzemu SiO 2. W wysokich temperaturach dwutlenek krzemu wypiera bezwodnik fosforu i łącząc się z tlenkiem wapnia, tworzy niskotopliwy krzemian wapnia CaSiO 3, a bezwodnik fosforu jest redukowany przez węgiel do wolnego fosforu:

Dodając oba równania otrzymujemy:

Fosfor uwalnia się w postaci pary, która skrapla się w odbiorniku pod wodą.

Fosfor tworzy kilka modyfikacji alotropowych.

Fosfor biały otrzymuje się w stanie stałym poprzez szybkie schładzanie par fosforu; jego gęstość wynosi 1,83 g/cm3. W czystej postaci biały fosfor jest całkowicie bezbarwny i przezroczysty; produkt handlowy ma zwykle żółtawy kolor i wygląd podobny do wosku. Na zimno biały fosfor jest kruchy, ale w temperaturach powyżej 15°C staje się miękki i można go łatwo ciąć nożem.

W powietrzu biały fosfor utlenia się bardzo szybko i świeci w ciemności. Stąd pochodzi nazwa „fosfor”, co po grecku oznacza „nośny światło”. Nawet przy niskim nagrzewaniu, do którego wystarczy proste tarcie, fosfor rozpala się i pali, uwalniając dużą ilość ciepła. Fosfor może również samozapalić się w powietrzu w wyniku wydzielania ciepła podczas utleniania.

Aby chronić biały fosfor przed utlenianiem, przechowuje się go pod wodą. Fosfor biały jest nierozpuszczalny w wodzie; dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla.

Biały fosfor ma molekularną sieć krystaliczną, w której węzłach znajdują się czworościenne cząsteczki P4. Siła wiązań między atomami w tych cząsteczkach jest stosunkowo niewielka. To wyjaśnia wysoką aktywność chemiczną białego fosforu.

Fosfor biały jest silną trucizną, nawet w małych dawkach jest śmiertelny.

Jeśli biały fosfor ogrzewa się przez długi czas bez dostępu powietrza w temperaturze 250-300°C, wówczas zamienia się w inną odmianę fosforu, która ma czerwono-fioletową barwę i nazywa się ją czerwonym fosforem. Ta sama przemiana zachodzi, ale bardzo powoli, pod wpływem światła.

Fosfor czerwony bardzo różni się właściwościami od fosforu białego: bardzo powoli utlenia się na powietrzu, nie świeci w ciemności, świeci dopiero przy 260°C, nie rozpuszcza się w dwusiarczku węgla i jest nietoksyczny. Gęstość czerwonego fosforu wynosi 2,0-2,4 g/cm3. Zmienna gęstość wynika z faktu, że fosfor czerwony składa się z kilku form. Ich budowa nie jest do końca poznana, wiadomo jednak, że są to substancje polimerowe.

Po mocnym podgrzaniu czerwony fosfor odparowuje (sublimuje) bez topienia. Po ochłodzeniu pary otrzymuje się biały fosfor.

Fosfor czarny powstaje z fosforu białego po podgrzaniu go do temperatury 200-220°C pod bardzo wysokim ciśnieniem. Wyglądem przypomina grafit, jest tłusty w dotyku i cięższy od innych modyfikacji; jego gęstość wynosi 2,7 g/cm3. Czarny fosfor jest półprzewodnikiem.

Zastosowania fosforu są bardzo różnorodne. Duża część tej kwoty przeznaczana jest na produkcję zapałek.

Do produkcji zapałek wykorzystuje się czerwony fosfor; jest zawarty w masie nałożonej na pudełko zapałek. Główka zapałki składa się z mieszaniny substancji palnych z solą Berthollet i związkami katalizującymi rozkład soli (MnO 2, Fe 2 O 3 itp.)

Oprócz produkcji zapałek fosfor wykorzystywany jest w metalurgii. Służy do produkcji niektórych półprzewodników - fosforku galu GaP, fosforku indu InP. Do innych półprzewodników dodaje się go w bardzo małych ilościach jako niezbędny dodatek. Ponadto jest składnikiem niektórych materiałów metalicznych, takich jak brązy cynowe.

Podczas spalania fosforu powstaje gęsty biały dym; Dlatego fosfor biały wykorzystuje się do wyposażenia amunicji (pocisków artyleryjskich, bomb lotniczych itp.) przeznaczonej do tworzenia zasłon dymnych.

Dużą ilość fosforu wykorzystuje się do produkcji preparatów fosforoorganicznych, zawierających bardzo skuteczne środki do zabijania szkodników owadzich.

Wolny fosfor jest niezwykle aktywny. Bezpośrednio oddziałuje z wieloma prostymi substancjami, uwalniając dużą ilość ciepła. Fosfor najłatwiej łączy się z tlenem, następnie z halogenami, siarką i wieloma metalami, w tym drugim przypadku powstają fosforki podobne do azotków - na przykład Ca 3P2, Mg 3P2 itp. Wszystkie te właściwości są szczególnie widoczne w białym fosforze; fosfor czerwony reaguje mniej energetycznie, fosfor czarny na ogół z trudem wchodzi w interakcje chemiczne.

<<< Назад

Do przodu >>>

Wstęp

Rozdział I. Fosfor jako pierwiastek i jako substancja prosta

1.1. Fosfor w przyrodzie

1.2. Właściwości fizyczne

1.3. Właściwości chemiczne

1.4. Paragon

1,5. Aplikacja

Rozdział II. Związki fosforu

2.1. Tlenki

2.2. Kwasy i ich sole

2.3. Fosfina

Rozdział III. Nawozy fosforowe

Wniosek

Bibliografia

Wstęp

Fosfor (łac. Fosfor) P jest pierwiastkiem chemicznym z grupy V układu okresowego Mendelejewa, liczba atomowa 15, masa atomowa 30,973762(4). Rozważmy strukturę atomu fosforu. Zewnętrzny poziom energii atomu fosforu zawiera pięć elektronów. Graficznie wygląda to tak:

1s22s22p63s23p33d0

W 1699 r. hamburski alchemik H. Brand, poszukując „kamienia filozoficznego”, który miał rzekomo zamieniać metale nieszlachetne w złoto, podczas odparowywania moczu z węglem i piaskiem wyodrębnił białą woskową substancję, która mogła świecić.

Nazwa „fosfor” pochodzi z języka greckiego. „phos” – światło i „phoros” – nośnik. W Rosji termin „fosfor” wprowadził w 1746 r. M.V. Łomonosow.

Do głównych związków fosforu zaliczamy tlenki, kwasy i ich sole (fosforany, diwodorofosforany, wodorofosforany, fosforki, fosforyny).

W nawozach znajduje się wiele substancji zawierających fosfor. Nawozy takie nazywane są nawozami fosforowymi.

RozdziałIFosfor jako pierwiastek i jako substancja prosta

Fosfor w przyrodzie

Fosfor jest jednym z powszechnych pierwiastków. Całkowita zawartość skorupy ziemskiej wynosi około 0,08%. Fosfor ze względu na łatwość utleniania występuje w przyrodzie wyłącznie w postaci związków. Głównymi minerałami fosforowymi są fosforyty i apatyty, z których najpowszechniejszym jest fluoroapatyt 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosforyty są szeroko rozpowszechnione na Uralu, Wołdze, Syberii, Kazachstanie, Estonii i Białorusi. Największe złoża apatytu znajdują się na Półwyspie Kolskim.

Fosfor jest pierwiastkiem niezbędnym dla organizmów żywych. Występuje w kościach, mięśniach, tkance mózgowej i nerwach. Cząsteczki ATP zbudowane są z kwasu fosforowo-adenozynotrójfosforowego (ATP jest kolektorem i nośnikiem energii). Organizm dorosłego człowieka zawiera średnio około 4,5 kg fosforu, głównie w połączeniu z wapniem.

Fosfor występuje także w roślinach.

Naturalny fosfor składa się tylko z jednego stabilnego izotopu, 31P. Obecnie znanych jest sześć radioaktywnych izotopów fosforu.

Właściwości fizyczne

Fosfor ma kilka modyfikacji alotropowych - fosfor biały, czerwony, czarny, brązowy, fioletowy itp. Pierwsze trzy z nich są najczęściej badane.

Fosfor biały jest bezbarwną, krystaliczną substancją o żółtawym zabarwieniu, która świeci w ciemności. Jego gęstość wynosi 1,83 g/cm3. Nierozpuszczalny w wodzie, rozpuszczalny w dwusiarczku węgla. Ma charakterystyczny zapach czosnku. Temperatura topnienia 44°C, temperatura samozapłonu 40°C. Aby chronić biały fosfor przed utlenianiem, przechowuje się go pod wodą w ciemności (pod wpływem światła przekształca się w fosfor czerwony). Na zimno fosfor biały jest kruchy, w temperaturze powyżej 15°C staje się miękki i można go ciąć nożem.

Cząsteczki białego fosforu mają sieć krystaliczną, w której węzłach znajdują się cząsteczki P4 w kształcie czworościanu.

Każdy atom fosforu jest połączony trzema wiązaniami σ z pozostałymi trzema atomami.

Fosfor biały jest trujący i powoduje trudno gojące się oparzenia.

Fosfor czerwony to ciemnoczerwona, bezwonna, sproszkowana substancja, która nie rozpuszcza się w wodzie ani dwusiarczku węgla i nie świeci. Temperatura samozapłonu 260°C, gęstość 2,3 g/cm3. Fosfor czerwony jest mieszaniną kilku modyfikacji alotropowych różniących się kolorem (od szkarłatu do fioletu). Właściwości fosforu czerwonego zależą od warunków jego produkcji. Nie trujący.

Fosfor czarny wyglądem przypomina grafit, jest tłusty w dotyku i ma właściwości półprzewodnikowe. Gęstość 2,7 g/cm3.

Czerwony i czarny fosfor mają atomową sieć krystaliczną.

Właściwości chemiczne

Fosfor jest niemetalem. W związkach zwykle wykazuje stopień utlenienia +5, rzadziej – +3 i –3 (tylko w fosforkach).

Reakcje z fosforem białym są łatwiejsze niż z fosforem czerwonym.

I. Oddziaływanie z substancjami prostymi.

Interakcja z halogenami:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (chlorek fosforu (III)),

PCl3 + Cl2 = PCl5 (chlorek fosforu (V)).

Oddziaływanie z niemetalami:

2P + 3S = P2S3 (siarczek fosforu (III).

Interakcja z metalami:

2P + 3Ca = Ca3P2 (fosforek wapnia).

Interakcja z tlenem:

4P + 5O2 = 2P2O5 (tlenek fosforu (V), bezwodnik fosforu).

II. Interakcja z substancjami złożonymi.

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

Paragon

Fosfor otrzymywany jest z rozdrobnionych fosforytów i apatytu, te ostatnie miesza się z węglem i piaskiem i kalcynuje w piecach w temperaturze 1500°C:

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

Fosfor uwalnia się w postaci pary, która skrapla się w odbiorniku pod wodą, tworząc biały fosfor.

Po podgrzaniu do temperatury 250-300°C bez dostępu powietrza biały fosfor zmienia się w czerwony.

Fosfor czarny otrzymuje się przez długotrwałe ogrzewanie fosforu białego pod bardzo wysokim ciśnieniem (200°C i 1200 MPa).

Aplikacja

Do produkcji zapałek wykorzystuje się czerwony fosfor (patrz zdjęcie). Jest częścią mieszanki nakładanej na boczną powierzchnię pudełka zapałek. Głównym składnikiem główki zapałki jest sól Berthollet KClO3. W wyniku tarcia główki zapałki o smar, cząsteczki fosforu w powietrzu zapalają się. W wyniku reakcji utleniania fosforu wydziela się ciepło, co prowadzi do rozkładu soli Berthollet.

KClO3 KCl+.

Powstały tlen pomaga zapalić główkę zapałki.

Fosfor wykorzystuje się w metalurgii. Służy do produkcji przewodników i jest składnikiem niektórych materiałów metalicznych, takich jak brązy cynowe.

Fosfor wykorzystuje się także do produkcji kwasu fosforowego i pestycydów (dichlorfosu, chlorofosu itp.).

Do tworzenia zasłon dymnych wykorzystuje się biały fosfor, ponieważ podczas jego spalania powstaje biały dym.

RozdziałII. Związki fosforu

2.1 Tlenki

Fosfor tworzy kilka tlenków. Najważniejsze z nich to tlenek fosforu (V) P4O10 i tlenek fosforu (III) P4O6. Często ich formuły są zapisane w uproszczonej formie - P2O5 i P2O3. Struktura tych tlenków zachowuje czworościenny układ atomów fosforu.

Tlenek fosforu (III) P4O6 jest woskowatą, krystaliczną masą, która topi się w temperaturze 22,5°C i przechodzi w bezbarwną ciecz. Trujący.

Po rozpuszczeniu w zimnej wodzie tworzy kwas fosforawy:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

a podczas reakcji z zasadami - odpowiednie sole (fosforyny).

Silny środek redukujący. Podczas interakcji z tlenem utlenia się do P4O10.

Tlenek fosforu (III) otrzymuje się przez utlenianie białego fosforu bez obecności tlenu.

Tlenek fosforu (V) P4O10 jest białym, krystalicznym proszkiem. Temperatura sublimacji 36°C. Posiada kilka modyfikacji, z czego jedna (tzw. lotna) ma skład P4O10. Sieć krystaliczna tej modyfikacji składa się z cząsteczek P4O10 połączonych ze sobą słabymi siłami międzycząsteczkowymi, które łatwo ulegają rozerwaniu pod wpływem ogrzewania. Stąd zmienność tej odmiany. Inne modyfikacje są polimerowe. Tworzą je niekończące się warstwy czworościanów PO4.

Kiedy P4O10 wchodzi w interakcję z wodą, powstaje kwas fosforowy:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Będąc tlenkiem kwasowym, P4O10 reaguje z zasadowymi tlenkami i wodorotlenkami.

Powstaje podczas wysokotemperaturowego utleniania fosforu w nadmiarze tlenu (suche powietrze).

Ze względu na wyjątkową higroskopijność tlenek fosforu (V) stosowany jest w technologii laboratoryjnej i przemysłowej jako środek suszący i odwadniający. W działaniu wysuszającym przewyższa wszystkie inne substancje. Chemicznie związaną wodę usuwa się z bezwodnego kwasu nadchlorowego, tworząc jego bezwodnik:

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

2.2 Kwasy i ich sole

a) Kwas fosforawy H3PO3. Bezwodny kwas fosforawy H3PO3 tworzy kryształy o gęstości 1,65 g/cm3, topniejące w temperaturze 74°C.

Formuła strukturalna:

.

Podczas ogrzewania bezwodnego H3PO3 zachodzi reakcja dysproporcjonowania (autoutlenianie-samoredukcja):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Sole kwasu fosforawego - fosforyny. Na przykład K3PO3 (fosforyn potasu) lub Mg3(PO3)2 (fosforyn magnezu).

Kwas fosforawy H3PO3 otrzymuje się poprzez rozpuszczenie tlenku fosforu (III) w wodzie lub hydrolizę chlorku fosforu (III) PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

b) Kwas fosforowy (kwas ortofosforowy) H3PO4.

Bezwodny kwas fosforowy ma postać jasnoprzezroczystych kryształów, które dyfundują w powietrzu w temperaturze pokojowej. Temperatura topnienia 42,35°C. Kwas fosforowy tworzy z wodą roztwory o dowolnym stężeniu.

Kwas fosforowy ma następujący wzór strukturalny:

.

Kwas fosforowy reaguje z metalami znajdującymi się w szeregu elektrod standardowych aż do wodoru, z tlenkami zasadowymi, z zasadami i solami słabych kwasów.

W laboratorium kwas fosforowy otrzymuje się przez utlenienie fosforu 30% kwasem azotowym:

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

W przemyśle kwas fosforowy wytwarzany jest dwoma sposobami: ekstrakcyjnym i termicznym. Metoda ekstrakcji polega na obróbce rozdrobnionych naturalnych fosforanów kwasem siarkowym:

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

Następnie kwas fosforowy filtruje się i zatęża przez odparowanie.

Metoda termiczna polega na redukcji naturalnych fosforanów do wolnego fosforu, a następnie spaleniu go do P4O10 i rozpuszczeniu go w wodzie. Kwas fosforowy wytwarzany tą metodą charakteryzuje się wyższą czystością i podwyższonym stężeniem (do 80% wag.).

Kwas fosforowy wykorzystuje się do produkcji nawozów, przygotowania odczynników, substancji organicznych oraz do tworzenia powłok ochronnych na metalach. Oczyszczony kwas fosforowy jest niezbędny do przygotowania farmaceutyków i koncentratów paszowych.

Kwas fosforowy nie jest mocnym kwasem. Jako kwas trójzasadowy dysocjuje stopniowo w roztworze wodnym. Na pierwszym etapie dysocjacja jest łatwiejsza.

H3PO4 H+ + (jon diwodorofosforanowy);

H+ + (jon wodorofosforanowy);

H+ + (jon fosforanowy).

Całkowite równanie jonowe dysocjacji kwasu fosforowego:

H3PO4 3H+ + .

Kwas fosforowy tworzy trzy serie soli:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trójpodstawione lub fosforany;

b) K2HPO4, CaHPO4 – dipodstawione lub wodorofosforany;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monopodstawione lub diwodorofosforany.

Monopodstawione fosforany mają odczyn kwaśny, dwuzasadowe fosforany są lekko zasadowe, a trójzasadowe fosforany mają odczyn zasadowy.

Wszystkie fosforany metali alkalicznych i amonu są rozpuszczalne w wodzie. Spośród soli wapniowych kwasu fosforowego w wodzie rozpuszcza się tylko diwodorofosforan wapnia. Wodorofosforan wapnia i fosforan wapnia są rozpuszczalne w kwasach organicznych.

Po podgrzaniu kwas fosforowy najpierw traci wodę - rozpuszczalnik, następnie rozpoczyna się odwodnienie kwasu fosforowego i powstaje kwas difosforowy:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

Znaczna część kwasu fosforowego ulega przemianie w kwas difosforowy w temperaturze około 260°C.

c) Kwas fosforowy (kwas podfosforowy) H4P2O6.

.

H4P2O6 jest kwasem czterozasadowym o średniej mocy. Podczas przechowywania kwas podfosforowy stopniowo ulega rozkładowi. Po podgrzaniu roztworów zamienia się w H3PO4 i H3PO3.

Powstaje podczas powolnego utleniania H3PO3 w powietrzu lub utleniania białego fosforu w wilgotnym powietrzu.

d) Kwas podfosforawy (kwas podfosforawy) H3PO2. Kwas ten jest jednozasadowy i mocny. Kwas podfosforawy ma następujący wzór strukturalny:

.

Podfosforyny – sole kwasu podfosforawego – są zazwyczaj dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Podfosforyny i H3PO2 są energetycznymi środkami redukującymi (szczególnie w środowisku kwaśnym). Ich cenną cechą jest zdolność do redukcji rozpuszczonych soli niektórych metali (Ni, Cu itp.) do wolnego metalu:

2Ni2+ + + 2H2O → NiO + + 6H+.

Kwas podfosforawy otrzymuje się przez rozkład podfosforynów wapnia lub baru kwasem siarkowym:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Podfosforyny powstają w wyniku wrzenia białego fosforu w zawiesinach wodorotlenków wapnia lub baru.

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

2.3 Fosfina

Fosfina PH3 - związek fosforu z wodorem - bezbarwny gaz o ostrym, nieprzyjemnym zapachu czosnku, dobrze rozpuszczalny w wodzie (nie wchodzi z nią w reakcję chemiczną) i jest bardzo toksyczny. W powietrzu czysta i sucha fosfina zapala się po podgrzaniu powyżej 100-140°C. Jeżeli fosfina zawiera zanieczyszczenia difosfiną P2H4, ulega samozapłonowi w powietrzu.

Podczas interakcji z niektórymi mocnymi kwasami fosfina tworzy sole fosfoniowe, na przykład:

PH3 + HCl = PH4Cl (chlorek fosfoniowy).

Struktura kationu fosfoniowego [PH4]+ jest podobna do struktury kationu amonowego +.

Woda rozkłada sole fosfoniowe z wytworzeniem fosfiny i halogenowodoru.

Fosfinę można otrzymać w reakcji fosforków z wodą:

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

I ostatnia rzecz. Kiedy fosfor oddziałuje z metalami, powstają sole - fosforki. Na przykład Ca3P2 (fosforek wapnia), Mg3P2 (fosforek magnezu).

Rozdział III Nawozy fosforowe

Związki fosforu, podobnie jak azot, w przyrodzie ulegają ciągłym przemianom – w przyrodzie zachodzi cykl fosforu. Rośliny pobierają fosforany z gleby i przekształcają je w złożone substancje organiczne zawierające fosfor. Substancje te dostają się do organizmu zwierzęcia wraz z pokarmami roślinnymi - powstawanie substancji białkowych w tkankach nerwowych i mięśniowych, fosforanów wapnia w kościach itp. Po śmierci zwierząt i roślin związki zawierające fosfor rozkładają się pod działaniem mikroorganizmów. W rezultacie powstają fosforany. W ten sposób cykl wyrażony na diagramie zostaje zakończony:

P (organizmy żywe) P (gleba).

Cykl ten zostaje przerwany, gdy z plonów roślin usuwane są związki fosforu. Brak fosforu w glebie praktycznie nie jest uzupełniany w sposób naturalny. Dlatego konieczne jest stosowanie nawozów fosforowych.

Jak wiadomo, nawozy mineralne mogą być proste lub złożone. Do nawozów prostych zalicza się nawozy zawierające jeden pierwiastek pokarmowy. Nawozy złożone zawierają kilka składników odżywczych.

Jak w przemyśle produkowane są nawozy fosforowe? Naturalne fosforany nie rozpuszczają się w wodzie, są słabo rozpuszczalne w roztworach glebowych i są słabo wchłaniane przez rośliny. Przetwarzanie naturalnych fosforanów na związki rozpuszczalne w wodzie to zadanie dla przemysłu chemicznego. Zawartość składnika odżywczego fosforu w nawozie ocenia się na podstawie zawartości tlenku fosforu (V) P2O5.

Głównym składnikiem nawozów fosforowych jest dwuwodorofosforan wapnia lub wodorofosforany. Fosfor wchodzi w skład wielu związków organicznych występujących w roślinach. Odżywianie fosforem reguluje wzrost i rozwój roślin. Do najpopularniejszych nawozów fosforowych należą:

1. Mąka fosforytowa - drobny biały proszek. Zawiera 18-26% P2O5.

Otrzymuje się go przez zmielenie fosforytów Ca3(PO4)2.

Mąkę fosforytową można wchłaniać jedynie na glebach bielicowych i torfowych zawierających kwasy organiczne.

2. Superfosfat prosty - szary drobnoziarnisty proszek. Zawiera do 20% P2O5.

Otrzymuje się go w reakcji naturalnego fosforanu z kwasem siarkowym:

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

superfosfat

W tym przypadku otrzymuje się mieszaninę soli Ca(H2PO4)2 i CaSO4, która jest dobrze wchłaniana przez rośliny w każdej glebie.

3. Superfosfat podwójny (kolor i wygląd podobny do superfosfatu prostego).

Otrzymuje się go poprzez działanie na naturalny fosforan kwasem fosforowym:

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

W porównaniu do superfosfatu prostego nie zawiera CaSO4 i jest nawozem o wiele bardziej skoncentrowanym (zawiera aż 50% P2O5).

4. Osad – zawiera 35-40% P2O5.

Otrzymywany przez zobojętnienie kwasu fosforowego roztworem wodorotlenku wapnia:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4·2H2O.

Stosowany na glebach kwaśnych.

5. Mączka kostna. Otrzymywany jest poprzez obróbkę kości zwierząt domowych i zawiera Ca3(PO4)2.

6. Ammophos to nawóz złożony zawierający azot (do 15% K) i fosfor (do 58% P2O5) w postaci NH4H2PO4 i (NH4)2HPO4. Otrzymuje się go przez zobojętnienie kwasu fosforowego amoniakiem.

Wniosek

Podsumowując, chciałbym powiedzieć o biologicznym znaczeniu fosforu. Fosfor jest integralną częścią tkanek organizmów ludzkich, zwierzęcych i roślinnych. W organizmie człowieka większość fosforu wiąże się z wapniem. Do budowy szkieletu dziecko potrzebuje tyle samo fosforu co wapnia. Oprócz kości fosfor występuje w tkankach nerwowych i mózgowych, krwi i mleku. U roślin, podobnie jak u zwierząt, fosfor wchodzi w skład białek.

Z fosforu, który dostaje się do organizmu człowieka wraz z pożywieniem, głównie jajami, mięsem, mlekiem i pieczywem, powstaje ATP – kwas adenozynotrójfosforowy, który pełni rolę kolektora i nośnika energii, a także kwasy nukleinowe – DNA i RNA, które przenoszą energię dziedziczne właściwości organizmu. ATP jest zużywane najintensywniej w aktywnie pracujących narządach organizmu: wątrobie, mięśniach i mózgu. Nie bez powodu słynny mineralog, jeden z twórców nauki o geochemii, akademik A. E. Fersman nazwał fosfor „pierwiastkiem życia i myśli”.

Jak stwierdzono, fosfor występuje w przyrodzie w postaci związków występujących w glebie (lub rozpuszczonych w wodach naturalnych). Fosfor jest pobierany z gleby przez rośliny, a zwierzęta pozyskują go z pokarmów roślinnych. Po śmierci organizmów roślinnych i zwierzęcych fosfor powraca do gleby. Tak przebiega cykl fosforu w przyrodzie.

Bibliografia:

Achmetow N.S. Chemia 9. klasa: podręcznik. dla edukacji ogólnej podręcznik zakłady. – wyd. 2 – M.: Edukacja, 1999. – 175 s.: il.

Gabrielyan OS Chemia 9. klasa: podręcznik. dla edukacji ogólnej podręcznik zakłady. – 4. wyd. – M.: Drop, 2001. – 224 s.: il.

Gabrielyan OS Chemia dla klas 8-9: metoda. dodatek. – 4. wyd. – M.: Drop, 2001. – 128 s.

Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metody rozwiązywania problemów w chemii: podręcznik. dodatek. – M.: Edukacja, 1989. – 176 s.: il.

Kremenchugskaya M. Chemia: Podręcznik dla uczniów. – M.: Filol. Towarzystwo „WORD”: LLC „Wydawnictwo AST”, 2001. - 478 s.

Kritsman VA Czytanie książki o chemii nieorganicznej. – M.: Edukacja, 1986. – 273 s.

Podobne streszczenia:

Arsen (łac. Arsenicum), As, pierwiastek chemiczny grupy V układu okresowego Mendelejewa, liczba atomowa 33, masa atomowa 74,9216; stalowoszare kryształy. Pierwiastek składa się z jednego stabilnego izotopu

Wydział Chemii Uniwersytetu Stanowego Surgut STRESZCZENIE

Gleby leśno-stepowe

charakteryzuje się zawartością próchnicy 1,78-2,46%.

Potężne czarne gleby

zawierają 0,81-1,25% substancji humusowej.

Zwykłe czarnoziemy

zawierają 0,90-1,27% substancji humusowej.

Wyługowane czarnoziemy

zawierają 1,10-1,43% substancji humusowej.

Zawierają gleby ciemne kasztanowe

w substancji humusowej 0,97-1,30%.

Rola w roślinie

Funkcje biochemiczne

Utlenione związki fosforu są niezbędne dla wszystkich żywych organizmów. Żadna żywa komórka nie może bez nich istnieć.

W roślinach fosfor występuje w związkach organicznych i mineralnych. Jednocześnie zawartość związków mineralnych waha się od 5 do 15%, związków organicznych - 85-95%. Związki mineralne reprezentowane są przez sole potasowe, wapniowe, amonowe i magnezowe kwasu ortofosforowego. Fosfor mineralny roślin jest substancją rezerwową, rezerwą do syntezy związków organicznych zawierających fosfor. Zwiększa zdolność buforowania soku komórkowego, utrzymuje turgor komórek i inne równie ważne procesy.

Związki organiczne - kwasy nukleinowe, fosforany adenozyny, fosforany cukrów, nukleoproteiny i fosfatoproteiny, fosfatydy, fityna.

Dla życia roślin najważniejsze są kwasy nukleinowe (RNA i DNA) oraz fosforany adenozyny (ATP i ADP). Związki te biorą udział w wielu procesach życiowych organizmu roślinnego: syntezie białek, metabolizmie energetycznym, przekazywaniu właściwości dziedzicznych.

Kwasy nukleinowe

Fosforany adenozyny

Szczególna rola fosforu w życiu roślin polega na jego udziale w metabolizmie energetycznym komórki roślinnej. Główną rolę w tym procesie odgrywają adenozynofosforany. Zawierają reszty kwasu fosforowego połączone wiązaniami wysokoenergetycznymi. Po hydrolizie są w stanie uwolnić znaczne ilości energii.

Stanowią swego rodzaju akumulator energii, dostarczając ją w miarę potrzeb do przeprowadzenia wszystkich procesów zachodzących w komórce.

Wyróżnia się monofosforan adenozyny (AMP), difosforan adenozyny (ADP) i trifosforan adenozyny (ATP). Ten ostatni znacznie przewyższa pierwsze dwa pod względem rezerw energii i odgrywa wiodącą rolę w metabolizmie energetycznym. Składa się z adeniny (zasady purynowej) i cukru (rybozy), a także trzech reszt kwasu fosforowego. Synteza ATP zachodzi w roślinach podczas oddychania.

Fosfatydy

Fosfatydy, czyli fosfolipidy, to estry glicerolu, kwasów tłuszczowych o dużej masie cząsteczkowej i kwasu fosforowego. Wchodzą w skład błon fosfolipidowych i regulują przepuszczalność organelli komórkowych i plazmalemy dla różnych substancji.

Cytoplazma wszystkich komórek roślinnych zawiera lecytynę, należącą do grupy fosfatydów. Jest to pochodna diglicerydu kwasu fosforowego, substancji tłuszczopodobnej zawierającej 1,37%.

Fosforany cukrowe

Fosforany cukrowe, czyli estry fosforowe cukrów, występują we wszystkich tkankach roślinnych. Znanych jest kilkanaście związków tego typu. Odgrywają ważną rolę w procesach oddychania i fotosyntezy u roślin. Tworzenie się fosforanów cukru nazywa się fosforylacją. Zawartość fosforanów cukrowych w roślinie, w zależności od wieku i warunków żywieniowych, waha się od 0,1 do 1,0% suchej masy.

Pasować

Phytin to sól wapniowo-magnezowa kwasu inozytolowo-fosforowego zawierająca 27,5%. Zajmuje pierwsze miejsce pod względem zawartości w roślinach wśród innych związków zawierających fosfor. Fityna występuje w młodych organach i tkankach roślin, zwłaszcza w nasionach, gdzie pełni funkcję substancji rezerwowej i jest wykorzystywana przez sadzonki w procesie kiełkowania.

Główne funkcje fosforu

Najwięcej fosforu występuje w narządach rozrodczych i młodych częściach roślin. Fosfor odpowiada za przyspieszenie tworzenia się systemów korzeniowych roślin. Główna ilość fosforu jest zużywana w pierwszych fazach rozwoju i wzrostu. Związki fosforu mają zdolność łatwego przemieszczania się ze starych tkanek do młodych i ponownego wykorzystania (recyklingu).

Fosfor jest jednym z dość powszechnych pierwiastków; jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi około . Fosfor ze względu na łatwość utleniania nie występuje w przyrodzie w postaci wolnej.

Spośród naturalnych związków fosforu najważniejszy jest ortofosforan wapnia, który czasami tworzy duże osady w postaci mineralnego fosforytu. W ZSRR najbogatsze złoża fosforytów znajdują się w południowym Kazachstanie w górach Karatau. Często spotyka się także mineralny apatyt, zawierający oprócz lub. Ogromne złoża apatytu odkryto w latach dwudziestych naszego stulecia na Półwyspie Kolskim.

Złoże to jest największe na świecie pod względem zasobów.

Fosfor, podobnie jak azot, jest niezbędny dla wszystkich żywych istot, ponieważ wchodzi w skład niektórych białek pochodzenia roślinnego i zwierzęcego. W roślinach fosfor występuje głównie w białkach nasion, w organizmach zwierzęcych - w białkach mleka, krwi, mózgu i układu nerwowego.Ponadto duże ilości fosforu występują w kościach kręgowców, głównie w postaci związków i. W postaci kwaśnej reszty kwasu fosforowego fosfor wchodzi w skład kwasów nukleinowych – złożonych organicznych związków polimerowych występujących we wszystkich żywych organizmach. Kwasy te biorą bezpośredni udział w procesach przenoszenia dziedzicznych właściwości żywej komórki.

Surowcami do produkcji fosforu i jego związków są fosforyty i apatyty. Naturalny fosforyt lub apatyt jest kruszony, mieszany z piaskiem i węglem i podgrzewany w piecach za pomocą prądu elektrycznego bez dostępu powietrza.

Aby zrozumieć zachodzącą reakcję, wyobraźmy sobie fosforan wapnia jako związek tlenku wapnia z bezwodnikiem fosforu; piasek składa się głównie z dwutlenku krzemu. W wysokich temperaturach dwutlenek krzemu wypiera bezwodnik fosforu i łącząc się z tlenkiem wapnia tworzy niskotopliwy krzemian wapnia, a bezwodnik fosforu jest redukowany przez węgiel do wolnego fosforu:

Dodając oba równania otrzymujemy:

Fosfor uwalnia się w postaci pary, która skrapla się w odbiorniku pod wodą.

Fosfor tworzy kilka modyfikacji alotropowych.

Fosfor biały otrzymuje się w stanie stałym poprzez szybkie schładzanie par fosforu; jego gęstość. W czystej postaci biały fosfor jest całkowicie bezbarwny i przezroczysty; produkt handlowy ma zwykle żółtawy kolor i wygląd podobny do wosku. Na zimno biały fosfor jest kruchy, ale w wyższych temperaturach staje się miękki i można go łatwo przeciąć nożem.

W powietrzu biały fosfor utlenia się bardzo szybko i świeci w ciemności. Stąd pochodzi nazwa „fosfor”, co po grecku oznacza „nośny światło”. Nawet przy niskim nagrzewaniu, do którego wystarczy proste tarcie, fosfor spala się, uwalniając dużą ilość ciepła. Fosfor może również samozapalić się w powietrzu w wyniku wydzielania ciepła podczas utleniania.

Aby chronić biały fosfor przed utlenianiem, przechowuje się go pod wodą. Fosfor biały jest nierozpuszczalny w wodzie; dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla.

Biały fosfor ma molekularną sieć krystaliczną, w której węzłach znajdują się cząsteczki czworościenne. Siła wiązań między atomami w tych cząsteczkach jest stosunkowo niewielka. To wyjaśnia wysoką aktywność chemiczną białego fosforu.

Fosfor biały jest silną trucizną, nawet w małych dawkach jest śmiertelny.

Jeśli biały fosfor będzie ogrzewany przez dłuższy czas bez dostępu powietrza w temperaturze , wówczas zamienia się w kolejną odmianę fosforu, która ma czerwono-fioletową barwę i nazywa się ją czerwonym fosforem. Ta sama przemiana zachodzi, ale bardzo powoli, pod wpływem światła.

Fosfor czerwony znacznie różni się od fosforu białego swoimi właściwościami: bardzo powoli utlenia się na powietrzu, nie świeci w ciemności, świeci tylko przy , nie rozpuszcza się w dwusiarczku węgla i jest nietoksyczny. Gęstość czerwonego fosforu wynosi . Zmienna gęstość wynika z faktu, że fosfor czerwony składa się z kilku form. Ich budowa nie jest do końca poznana, wiadomo jednak, że są to substancje polimerowe.

Po mocnym podgrzaniu czerwony fosfor odparowuje (sublimuje) bez topienia. Po ochłodzeniu pary otrzymuje się biały fosfor.

Czarny fosfor powstaje z białego fosforu po podgrzaniu do bardzo wysokiego ciśnienia. Wyglądem przypomina grafit, jest tłusty w dotyku i cięższy od innych modyfikacji; jego gęstość wynosi. Czarny fosfor jest półprzewodnikiem.

Zastosowania fosforu są bardzo różnorodne. Duża część tej kwoty przeznaczana jest na produkcję zapałek.

Do produkcji zapałek wykorzystuje się czerwony fosfor; jest zawarty w masie nałożonej na pudełko zapałek. Główka zapałki składa się z mieszaniny substancji łatwopalnych z solą i związkami katalizującymi rozkład soli itp.)

Oprócz produkcji zapałek fosfor wykorzystywany jest w metalurgii. Służy do produkcji niektórych półprzewodników - fosforku galu, fosforku indu. Do innych półprzewodników dodaje się go w bardzo małych ilościach jako niezbędny dodatek. Ponadto jest składnikiem niektórych materiałów metalicznych, takich jak brązy cynowe.

Podczas spalania fosforu powstaje gęsty biały dym; Dlatego fosfor biały wykorzystuje się do wyposażenia amunicji (pocisków artyleryjskich, bomb lotniczych itp.) przeznaczonej do tworzenia zasłon dymnych.

Dużą ilość fosforu wykorzystuje się do produkcji preparatów fosforoorganicznych, zawierających bardzo skuteczne środki do zabijania szkodników owadzich.

Wolny fosfor jest niezwykle aktywny. Bezpośrednio oddziałuje z wieloma prostymi substancjami, uwalniając dużą ilość ciepła. Fosfor najłatwiej łączy się z tlenem, następnie z halogenami, siarką i wieloma metalami, w tym drugim przypadku powstają fosforki, podobne do azotków - na przykład itp. Wszystkie te właściwości są szczególnie widoczne w białym fosforze; fosfor czerwony reaguje mniej energetycznie, fosfor czarny na ogół z trudem wchodzi w interakcje chemiczne.

Plan:

Wstęp……………………………………………………………………………………….	3
Historia rozwoju fosforu………………………………………………………...	3
Związki naturalne i produkcja fosforu…………………………………...	4
Właściwości chemiczne………………………………………………………………	4
Zmiany alotropowe………………………………………………………...	5
biały………………………………………………………………………………………..	6
b) czerwony……………………………………………………………………………..	7
c) czarny………………………………………………………………………………….	7
Tlenki fosforu ……………………………………………………………………………………	7
Kwas ortofosforowy………………………………………………………...	9
Ortofosforany…………………………………………………………………………….	11
Fosfor w organizmie człowieka…………………………………………………..	11
Mecze……………………………………………………………………………….	12
Nawozy fosforowe …………………………………………………………..	12
Wniosek………………………………………………………………………….	14
1. Wartość fosforu………………………………………………………..	14
2. Zastosowanie fosforu……………………………………………………………………………	15
Bibliografia………………………………………………...	17

Wstęp

Piąta grupa układu okresowego obejmuje dwa typowe pierwiastki - azot i fosfor - oraz podgrupy arsenu i wanadu. Istnieje znacząca różnica we właściwościach pomiędzy pierwszym i drugim typowym elementem.

W stanie prostych substancji azot jest gazem, a fosfor jest ciałem stałym. Te dwie substancje otrzymały szerokie zastosowanie, chociaż w czasach, gdy po raz pierwszy izolowano azot z powietrza, uznawano go za gaz szkodliwy, a na sprzedaży fosforu można było zarobić duże pieniądze (fosfor ceniono za zdolność świecenia w ciemność).

Historia odkrycia fosforu

Jak na ironię, fosfor odkryto kilka razy. I za każdym razem dostawaliśmy to z... moczu. Istnieją wzmianki o tym, że arabski alchemik Alhild Behil (XII w.) odkrył fosfor poprzez destylację moczu zmieszanego z gliną, wapnem i węglem. Za datę odkrycia fosforu przyjmuje się jednak rok 1669. Hamburski alchemik-amator Henning Brand, zbankrutowany kupiec, który marzył o poprawie swoich spraw za pomocą alchemii, przetwarzał szeroką gamę produktów. Wysuwając teorię, że produkty fizjologiczne mogą zawierać „pierwotną materię”, uważaną za podstawę kamienia filozoficznego, Brand zainteresował się ludzkim moczem.

Zebrał około tony moczu z koszar żołnierzy i odparował go, tworząc syropowaty płyn. Ponownie przedestylował tę ciecz i otrzymał ciężki czerwony „olej z moczu”, który przedestylowano z wytworzeniem stałej pozostałości. Podczas podgrzewania tego ostatniego, bez dostępu powietrza, zauważył powstawanie białego dymu, osadzającego się na ściankach naczynia i świecącego jasno w ciemności. Brand nazwał uzyskaną substancję fosforem, co w tłumaczeniu z języka greckiego oznacza „niosący światło”.

Przez kilka lat „przepis na przygotowanie” fosforu utrzymywany był w ścisłej tajemnicy i znany był jedynie nielicznym alchemikom. Fosfor został odkryty po raz trzeci przez R. Boyle'a w 1680 roku.

W nieco zmodyfikowanej formie starożytną metodę produkcji fosforu stosowano także w XVIII wieku: mieszaninę moczu z tlenkiem ołowiu (PbO), solą kuchenną (NaCl), potasem (K 2 CO 3) i węglem (C). Ogrzewany. Dopiero w 1777 roku K.V. Scheele opracował metodę otrzymywania fosforu z rogów i kości zwierząt.

Związki naturalne i produkcja fosforu

Pod względem liczebności w skorupie ziemskiej fosfor wyprzedza azot, siarkę i chlor. W przeciwieństwie do azotu, fosfor ze względu na dużą aktywność chemiczną występuje w przyrodzie wyłącznie w postaci związków. Najważniejszymi minerałami fosforowymi są apatyt Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, rzadziej chlor i grupa hydroksylowa) oraz fosforyt, którego podstawą jest Ca 3 (PO 4) 2. Największe złoża apatytu znajdują się na Półwyspie Kolskim, w rejonie Gór Chibin. Złoża fosforytów znajdują się w górach Karatau, w obwodzie moskiewskim, kałuskim, briańskim i innych miejscach. Fosfor wchodzi w skład niektórych substancji białkowych zawartych w narządach generatywnych roślin, w tkankach nerwowych i kostnych zwierząt i ludzi. Komórki mózgowe są szczególnie bogate w fosfor.

Obecnie fosfor produkowany jest w piecach elektrycznych poprzez redukcję apatytu węglem w obecności krzemionki:

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

Pary fosforu w tej temperaturze składają się prawie wyłącznie z cząsteczek P2, które po ochłodzeniu kondensują do cząsteczek P4.

Właściwości chemiczne

Konfiguracja elektronowa atomu fosforu

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

Zewnętrzna warstwa elektronowa zawiera 5 elektronów. Obecność trzech niesparowanych elektronów na zewnętrznym poziomie energii wyjaśnia, że ​​w normalnym, niewzbudnym stanie wartościowość fosforu wynosi 3.

Ale na trzecim poziomie energii znajdują się wolne komórki orbitali d, dlatego po przejściu do stanu wzbudzonego elektrony 3S rozdzielą się i przejdą do podpoziomu d, co prowadzi do powstania 5 niesparowanych pierwiastków.

Zatem wartościowość fosforu w stanie wzbudzonym wynosi 5.

W związkach fosfor zwykle wykazuje stopień utlenienia +5, rzadziej +3, -3.

1. Reakcje z tlenem:

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

(przy braku tlenu: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )

2. Z halogenami i siarką:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(halogenki fosforu łatwo rozkładają się w wodzie, na przykład:

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

3. Z kwasem azotowym:

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

4. Tworzy fosforki z metalami, w których fosfor wykazuje stopień utlenienia 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(fosforek magnezu łatwo ulega rozkładowi w wodzie Mg 3 P 2 + 6H 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfina))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Z alkaliami:

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

W reakcjach (1,2,3) - fosfor działa jako Środek redukujący, w reakcji (4) - as utleniacz; reakcja (5) - przykład reakcji dysproporcja.

Fosfor może być zarówno środkiem redukującym, jak i utleniającym.

Zmiany alotropowe

W stanie wolnym fosfor tworzy kilka modyfikacji alotropowych. Wyjaśnia to fakt, że atomy fosforu są zdolne do łączenia się, tworząc różnego rodzaju sieci krystaliczne.
Tabela 1

Właściwości fizyczne fosforu

Modyfikacja alotropowa	Gęstość,	t pl,	T bela,	Wygląd i cechy charakterystyczne
Biały	1,73	44,1	280,5	Biały krystaliczny proszek, toksyczny, samozapalający się w powietrzu. W temperaturze 280-300°C zmienia kolor na czerwony
Czerwony	2,3	590	Sublimuje w temperaturze około 400°C	Czerwony krystaliczny lub amorficzny proszek, nietoksyczny. W temperaturze 220°C i 12  10 8 Pa zamienia się w czarny fosfor. Zapala się w powietrzu tylko po zapaleniu
Czarny	2,7	Po podgrzaniu zamienia się w czerwony fosfor		Struktura przypominająca grafit. W normalnych warunkach - półprzewodnik, pod ciśnieniem przewodzi prąd elektryczny jak metal

B Biała modyfikacja fosforu powstały w wyniku kondensacji par ma molekularną sieć krystaliczną, w węzłach której znajdują się cząsteczki P4 (ryc. 1). Ze względu na słabość sił międzycząsteczkowych fosfor biały jest lotny, topliwy, można go ciąć nożem i rozpuszcza się w niepolarnych rozpuszczalnikach, takich jak dwusiarczek węgla. Fosfor biały jest substancją bardzo reaktywną. Reaguje energicznie z tlenem, halogenami, siarką i metalami. Utlenianiu fosforu w powietrzu towarzyszy ogrzewanie i świecenie. Dlatego biały fosfor jest magazynowany pod wodą, z którą nie reaguje. Fosfor biały jest bardzo toksyczny.

Około 80% całkowitej produkcji fosforu białego trafia do syntezy czystego kwasu ortofosforowego. Z niej powstają polifosforany sodu (służą do zmniejszania twardości wody pitnej) oraz fosforany spożywcze. Pozostały fosfor biały wykorzystuje się do tworzenia substancji dymotwórczych i mieszanin zapalających.

Środki ostrożności. Przy produkcji fosforu i jego związków wymagane są szczególne środki ostrożności, ponieważ biały fosfor jest silną trucizną. Długotrwała praca w atmosferze białego fosforu może prowadzić do chorób kości, utraty zębów i martwicy okolic szczęki. Po zapaleniu biały fosfor powoduje bolesne oparzenia, które długo się nie goją. Fosfor biały należy przechowywać pod wodą w szczelnie zamkniętych pojemnikach. Płonący fosfor gasi się dwutlenkiem węgla, roztworem CuSO 4 lub piaskiem. Oparzoną skórę należy przemyć roztworem Km nO 4 lub CuSO 4 . Antidotum na zatrucie fosforem to 2% roztwór CuSO4.

P Podczas długotrwałego przechowywania, a także po podgrzaniu, powstaje biały fosfor w czerwonej modyfikacji(po raz pierwszy otrzymano go dopiero w 1847 r.). Nazwa czerwony fosfor odnosi się do kilku modyfikacji różniących się gęstością i kolorem: waha się od pomarańczowego do ciemnoczerwonego, a nawet fioletowego. Wszystkie odmiany fosforu czerwonego są nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych i w porównaniu do fosforu białego są mniej reaktywne i mają strukturę polimerową: są to czworościany P4 połączone ze sobą nieskończonymi łańcuchami (ryc. 2).

Fosfor czerwony stosowany jest w hutnictwie, produkcji materiałów półprzewodnikowych i lamp żarowych, a także w produkcji zapałek.

N Najbardziej stabilną modyfikacją fosforu jest czarny fosfor. Otrzymuje się go w wyniku alotropowej transformacji fosforu białego w temperaturze t=220°C i pod podwyższonym ciśnieniem. Z wyglądu przypomina grafit. Struktura krystaliczna czarnego fosforu jest warstwowa, składająca się z warstw falistych (ryc. 3). Fosfor czarny jest najmniej aktywną modyfikacją fosforu. Po podgrzaniu bez dostępu powietrza, podobnie jak czerwień, zamienia się w parę, z której skrapla się w biały fosfor.

Tlenek fosforu(V).

P2+5O5 Bezwodnik fosforu (tlenek fosforu (V))

Białe kryształy, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 wrzenia. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Posiada kilka modyfikacji. W parze składa się z cząsteczek P 4 H 10, jest bardzo higroskopijny (stosowany jako środek osuszający do gazów i cieczy).

Paragon

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Właściwości chemiczne

Wszystkie właściwości chemiczne tlenków kwasowych: reaguje z wodą, tlenkami zasadowymi i zasadami

1) P 2 O 5 + H 2 O  2 HPO 3 (kwas metafosforowy)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (kwas pirofosforowy)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (kwas ortofosforowy)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (PO. 4 ) 2

W zależności od nadmiaru zasad tworzy sole średnie i kwaśne:

wodorofosforan sodu

diwodorofosforan sodu

Ze względu na wyjątkową higroskopijność tlenek fosforu (V) stosowany jest w technologii laboratoryjnej i przemysłowej jako środek suszący i odwadniający. W działaniu wysuszającym przewyższa wszystkie inne substancje. Chemicznie związaną wodę usuwa się z bezwodnego kwasu nadchlorowego, tworząc jego bezwodnik:

O Kwas fosforowy. Znanych jest kilka kwasów zawierających fosfor. Najważniejszym z nich jest kwas ortofosforowy H 3 PO 4 (ryc. 5).

Bezwodny kwas ortofosforowy to lekkie przezroczyste kryształy, które dyfundują w powietrzu w temperaturze pokojowej. Temperatura topnienia 42,35 0 ​​C. Kwas fosforowy tworzy z wodą roztwory o dowolnym stężeniu.

Kwas ortofosforowy odpowiada następującemu wzorowi strukturalnemu:

R
W laboratorium kwas fosforowy Dostawać utlenianie fosforu 30% kwasem azotowym:

4. Reaguje z zasadami i amoniakiem; jeśli kwas zostanie pobrany w nadmiarze, powstają sole kwasowe:

wodorofosforan sodu

diwodorofosforan sodu

5. Reaguje z solami słabych kwasów:

1. 
   Po podgrzaniu stopniowo zamienia się w kwas metafosforowy:

bifosfor

kwas

2. Po wystawieniu na działanie roztworu azotanu srebra (I) pojawia się żółty osad:

żółty

osad

3. Kwas ortofosforowy odgrywa ważną rolę w życiu zwierząt i roślin. Jego pozostałości są częścią kwasu adenozynotrójfosforowego ATP.

Kiedy ATP się rozpada, uwalniana jest duża ilość energii.

Ortofosforany. Kwas fosforowy tworzy trzy serie soli. Jeśli atomy metalu oznaczymy literami Me, to możemy ogólnie przedstawić skład jego soli (tabela 3).

Tabela 3

Wzory chemiczne ortofosforanów zawierających metale

jednowartościowy	dwuwartościowy	trójwartościowy
	Ortofosforany Ja 3 (PO 4) 2	Ja 3 PO 4
	Ortofosforany wodoru	Ja 2 (NRO 4) 3
	Diwodoroortofosforany Me(H2PO4) 2	Me(H2PO4) 3

Zamiast metalu jednowartościowego skład cząsteczek ortofosforanu może obejmować grupę amonową: (NH 4) 3PO 4 - ortofosforan amonu;

(NH 4) 2HPO 4 - wodoroortofosforan amonu; NH 4 H 2 PO 4 – diwodoroortofosforan amonu.

Ortofosforany i hydroortofosforany wapnia i amonu są szeroko stosowane jako nawozy, a ortofosforan sodu i wodoroortofosforan sodu służą do wytrącania soli wapnia z wody.

Fosfor w organizmie człowieka

W organizmie człowieka ważącego 70 kg. Zawiera około 780 g fosforu. Fosfor występuje w postaci fosforanów wapnia w kościach ludzi i zwierząt. Jest także częścią białek, fosfolipidów i kwasów nukleinowych; Związki fosforu biorą udział w metabolizmie energetycznym (kwas adenotrifosforowy, ATP). Dzienne zapotrzebowanie organizmu człowieka na fosfor wynosi 1,2 g. Główną jego ilość spożywamy z mlekiem i pieczywem (100 g chleba zawiera około 200 mg fosforu). Najbogatsze w fosfor są ryby, fasola i niektóre rodzaje sera.

Co ciekawe, dla prawidłowego odżywiania konieczne jest zachowanie równowagi pomiędzy ilością spożywanego fosforu i wapnia: optymalny stosunek tych składników pokarmowych wynosi 1,51. Nadmiar pokarmów bogatych w fosfor prowadzi do wypłukiwania wapnia z kości, a przy nadmiarze wapnia rozwija się kamica moczowa.

mecze

Płonącą powierzchnię pudełka zapałek pokrywa się mieszaniną czerwonego fosforu i proszku szklanego. Skład główki zapałki obejmuje środki utleniające (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) i środki redukujące (S, Sb 2 S 3). Po tarciu o powierzchnię zapłonową mieszanina nałożona na zapałkę zapala się:

Pierwsze zapałki fosforowe – z główką wykonaną z fosforu białego – powstały dopiero w 1827 roku. Zapałki takie zapalały się przy pocieraniu o jakąkolwiek powierzchnię, co często prowadziło do pożarów. Ponadto biały fosfor jest bardzo trujący. Opisano przypadki zatrucia zapałkami fosforowymi, zarówno na skutek nieostrożnego obchodzenia się z nimi, jak i w celu samobójstwa: w tym celu wystarczyło zjeść kilka główek zapałek. Dlatego zapałki fosforowe zastąpiono bezpiecznymi, które służą nam wiernie do dziś. Produkcja przemysłowa zapałek bezpieczeństwa rozpoczęła się w Szwecji w latach 60-tych. XIX wiek.

Nawozy fosforowe

Nawozy mineralne są źródłem różnorodnych składników odżywczych dla roślin i właściwości gleby, przede wszystkim azotu, fosforu i potasu, a następnie wapnia, magnezu, siarki, żelaza.

Fosfor wchodzi w skład wielu związków organicznych występujących w roślinach. Odżywianie fosforem reguluje wzrost i rozwój roślin.

Surowcami do produkcji nawozów fosforowych, fosforu i wszelkich związków fosforu są rudy apatytu i fosforytu. Skład apatytu najczęściej wyraża się wzorem Ca 5 (PO 4) 3 F (fluoropatyt). Fosforyty różnią się od fluoroapatytów tym, że zamiast jonów F - zawierają OH - lub
. Fosforyty zwykle zawierają więcej zanieczyszczeń niż fluoroapatyt.

W przedrewolucyjnej Rosji znane i zagospodarowane były jedynie cienkie złoża fosforytów niskiej jakości. Dlatego wydarzeniem o ogromnym znaczeniu gospodarczym w kraju było odkrycie w latach dwudziestych XX wieku złoża apatytu na Półwyspie Kolskim w Górach Chibin. Zbudowano tu duży zakład przeróbczy, który rozdziela wydobytą skałę na koncentrat o dużej zawartości fosforu i zanieczyszczeń – „odpady nefelinowe”, wykorzystywane do produkcji aluminium, sody, potażu i cementu.

Potężne złoża fosforytów odkryto w południowym Kazachstanie, w górach Karatau.

Najtańszym nawozem fosforowym jest drobno zmielony fosforyt – fosforyt. Fosfor zawarty jest w nim w postaci nierozpuszczalnego w wodzie fosforanu wapnia Ca 3 (PO 4) 2. Dlatego fosforyny nie są wchłaniane przez wszystkie rośliny i nie na wszystkich glebach. Większość wydobywanych rud fosforu jest przetwarzana metodami chemicznymi na substancje dostępne dla wszystkich roślin na każdej glebie. Są to rozpuszczalne w wodzie fosforany wapnia:

Podwójny superfosfat(kolor i wygląd zbliżony do prostego superfosfatu - szarego drobnoziarnistego proszku).

Otrzymuje się go poprzez działanie na naturalny fosforan kwasem fosforowym:

W porównaniu do superfosfatu prostego nie zawiera CaSO 4 i jest nawozem znacznie skoncentrowanym (zawiera aż 50% P 2 O 5).

Osad– zawiera 35-40% P 2 O 5.

Otrzymywany przez zobojętnienie kwasu fosforowego roztworem wodorotlenku wapnia:

Stosowany na glebach kwaśnych.

Amofos – złożony nawóz zawierający azot (do 15% N) i fosfor (do 58% P 2 O 5) w postaci NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4. Otrzymuje się go przez zobojętnienie kwasu fosforowego amoniakiem.

Wcześniej przez ponad 100 lat tzw prosty superfosfat, który powstaje w wyniku działania kwasu siarkowego na naturalny fosforan wapnia:

W tym przypadku stosunkowo mniej kwasu siarkowego reaguje z fosforanem wapnia niż przy wytwarzaniu z niego kwasu fosforowego. Rezultatem jest mieszanina diwodorofosforanu wapnia i siarczanu wapnia. Jest to nawóz o udziale masowym P 2 O 5 nie większym niż 20%. Obecnie superfosfat prosty produkowany jest na stosunkowo małą skalę w wybudowanych wcześniej zakładach.

Złożona kompozycja. Zawiera P, Ca, Si, C, Fe i inne pierwiastki

Złożony

Amofos



Ammofoska



Nitroammofos

Wniosek

1. 
   Wartość fosforu

Kwas fosforowy ma ogromne znaczenie jako jeden z najważniejszych składników żywienia roślin. Fosfor jest wykorzystywany przez rośliny do budowy ich najważniejszych części – nasion i owoców.

Pochodne kwasu ortofosforowego są bardzo potrzebne nie tylko roślinom, ale także zwierzętom. Kości, zęby, muszle, pazury, igły i kolce większości żywych organizmów składają się głównie z ortofosforanu wapnia. Ponadto kwas ortofosforowy, tworząc różne związki z substancjami organicznymi, aktywnie uczestniczy w procesach metabolicznych żywego organizmu ze środowiskiem. W rezultacie pochodne fosforu znajdują się w kościach, mózgu, krwi, mięśniach i tkankach łącznych ludzi i zwierząt. Szczególnie dużo kwasu ortofosforowego znajduje się w składzie komórek nerwowych (mózgu), co umożliwiło A.E. Fersman 1, słynny geochemik, nazwał fosfor „pierwiastkiem myśli”. Zmniejszenie zawartości związków fosforu w diecie lub wprowadzenie ich w postaci niestrawnej ma bardzo negatywny wpływ na stan organizmu (choroby zwierząt z krzywicą, anemią itp.).

1. 
   Zastosowanie fosforu

Kwas fosforowy jest obecnie stosowany dość szeroko. Jej głównym odbiorcą jest produkcja nawozów fosforowych i wieloskładnikowych. W tym celu na całym świecie wydobywa się rocznie około 100 milionów ton rudy zawierającej fosfor.Nawozy fosforowe nie tylko pomagają zwiększyć produktywność różnych upraw rolnych, ale także zapewniają roślinom zimotrwalosc i odporność na inne niekorzystne warunki klimatyczne oraz tworzą warunki do szybszego dojrzewania upraw na obszarach o krótkim okresie wegetacyjnym. Mają także korzystny wpływ na glebę, sprzyjając jej strukturyzowaniu, rozwojowi bakterii glebowych, zmieniając rozpuszczalność innych substancji zawartych w glebie i tłumiąc część powstających szkodliwych substancji organicznych.

Przemysł spożywczy zużywa dużo kwasu ortofosforowego. Faktem jest, że rozcieńczony kwas ortofosforowy ma bardzo przyjemny smak, a jego niewielkie dodatki do marmolad, lemoniad i syropów znacząco poprawiają ich smak. Niektóre sole kwasu fosforowego również mają tę właściwość. Na przykład wodorofosforany wapnia od dawna dodawane są do proszków do pieczenia, poprawiając smak bułek i chleba.

Interesujące są także inne zastosowania przemysłowe kwasu ortofosforowego. Zauważono np., że impregnacja drewna samym kwasem i jego solami powoduje, że drewno staje się niepalne. Na tej podstawie produkowane są obecnie farby ognioodporne, niepalne płyty z drewna fosforowego, niepalna pianka fosforanowa i inne materiały budowlane.

Różne sole kwasu fosforowego znajdują szerokie zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu, w budownictwie, różnych dziedzinach techniki, w obiektach użyteczności publicznej i życiu codziennym, do ochrony przed promieniowaniem, do zmiękczania wody, zwalczania kamienia kotłowego i produkcji różnych detergentów.

Kwas fosforowy, kwasy skondensowane i odwodnione fosforany pełnią rolę katalizatorów w procesach odwadniania, alkilowania i polimeryzacji węglowodorów.

Związki fosforoorganiczne zajmują szczególne miejsce jako ekstrahenty, plastyfikatory, smary, dodatki proszkowe i absorbenty w urządzeniach chłodniczych. Sole kwaśnych fosforanów alkilowych stosuje się jako środki powierzchniowo czynne, środki przeciw zamarzaniu, nawozy specjalne, antykoagulanty lateksowe itp. Kwaśne fosforany alkilowe stosuje się do ekstrakcji ługów rud uranowych.

Lista wykorzystanej literatury:

1. 
   F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. CHEMIA. Podręcznik dla klasy IX szkół ogólnokształcących. – M., wydanie V, OŚWIETLENIE, 1997.
2. 
   CHEMIA. Materiały referencyjne. Pod redakcją Yu.D. Tretyakova, - M., EDUKACJA, 1984.
3. 
   CHEMIA. Podręcznik dla dzieci w wieku szkolnym, - M., 1995.
4. 
   CHEMIA. Encyklopedia dla dzieci. Tom 17, AVANTA, 2000.
5. 
   Weser W.-J., Fosfor i jego związki, przeł. z angielskiego, - M., 1963.
6. 
   Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Aleksander Jewgienijewicz, radziecki geochemik i mineralog, akademik Akademii Nauk ZSRR (1919). Uczeń V.I. Wernadskiego.