Post fosfor în natură. Compuși naturali și producția de fosfor. Acizi și sărurile lor

FOSFOR (FOSFOR)

145. Fosforul în natură. Prepararea și proprietățile fosforului.

Fosforul este unul dintre elementele destul de comune; conținutul său în scoarța terestră este de aproximativ 0,1% (masă). Datorită oxidării sale ușoare, fosforul nu apare în stare liberă în natură.

Dintre compușii naturali ai fosforului, cel mai important este ortofosfatul de calciu Ca 3 (PO 4) 2, care formează uneori depozite mari sub formă de fosforit mineral. În URSS, cele mai bogate zăcăminte de fosforiți sunt situate în sudul Kazahstanului, în Munții Karatau. Deseori se găsește și apatita minerală, care conține, pe lângă Ca 3 (PO 4) 2, și CaF 2 sau CaCl 2. Depozite uriașe de apatită au fost descoperite în anii douăzeci ai secolului nostru în Peninsula Kola.

Acest zăcământ este cel mai mare din lume în ceea ce privește rezervele sale.

Fosforul, ca și azotul, este necesar pentru toate ființele vii, deoarece face parte din unele proteine ​​de origine vegetală și animală. La plante, fosforul se găsește în principal în proteinele semințelor, în organismele animale - în proteinele laptelui, sângelui, creierului și țesutului nervos. În plus, o cantitate mare de fosfor este conținută în oasele vertebratelor, în principal sub formă de compuși 3Ca 3 (PO 4)2 · Ca(OH) 2 și 3Ca 3 (PO 4)2 · CaCO 3 · H 2 O Sub formă de reziduu acid de fosfor Acidul fosforic face parte din acizii nucleici - compuși polimerici organici complexi care se găsesc în toate organismele vii. Acești acizi sunt direct implicați în procesele de transfer a proprietăților ereditare ale unei celule vii.

Materiile prime pentru producerea fosforului și a compușilor acestuia sunt fosforiții și apatitele. Fosforitul natural sau apatitul este zdrobit, amestecat cu nisip și cărbune și încălzit în cuptoare folosind curent electric fără acces la aer.

Pentru a înțelege reacția care are loc, să ne imaginăm fosfatul de calciu ca un compus al oxidului de calciu cu anhidrida fosforică (3CaO·P 2 O 5); nisipul este format în principal din dioxid de siliciu SiO2. La temperaturi ridicate, dioxidul de siliciu înlocuiește anhidrida de fosfor și, în combinație cu oxidul de calciu, formează un silicat de calciu cu punct de topire scăzut CaSiO 3, iar anhidrida de fosfor este redusă de cărbune la fosfor liber:

Adăugând ambele ecuații, obținem:

Fosforul este eliberat sub formă de vapori, care se condensează într-un receptor sub apă.

Fosforul formează mai multe modificări alotrope.

Fosforul alb se obține în stare solidă prin răcirea rapidă a vaporilor de fosfor; densitatea sa este de 1,83 g/cm3. În forma sa pură, fosforul alb este complet incolor și transparent; produsul comercial este de obicei de culoare gălbuie și asemănător ca aspect cu ceara. La rece, fosforul alb este casant, dar la temperaturi peste 15°C devine moale și poate fi tăiat cu ușurință cu un cuțit.

În aer, fosforul alb se oxidează foarte repede și strălucește în întuneric. De aici provine numele „fosfor”, care în greacă înseamnă „purtător de lumină”. Chiar și cu încălzire scăzută, pentru care o frecare simplă este suficientă, fosforul se inflamează și arde, eliberând o cantitate mare de căldură. De asemenea, fosforul se poate aprinde spontan în aer datorită eliberării de căldură în timpul oxidării.

Pentru a proteja fosforul alb de oxidare, acesta este depozitat sub apă. Fosforul alb este insolubil în apă; se dizolvă bine în sulfură de carbon.

Fosforul alb are o rețea cristalină moleculară, la nodurile căreia se află molecule P4 tetraedrice. Puterea legăturilor dintre atomii din aceste molecule este relativ mică. Aceasta explică activitatea chimică ridicată a fosforului alb.

Fosforul alb este o otravă puternică, chiar și în doze mici este fatal.

Dacă fosforul alb este încălzit mult timp fără acces la aer la 250-300°C, atunci se transformă într-o altă modificare a fosforului, care are o culoare roșu-violet și se numește fosfor roșu. Aceeași transformare are loc, dar numai foarte încet, sub influența luminii.

Fosforul roșu este foarte diferit în proprietăți de fosforul alb: se oxidează foarte lent în aer, nu strălucește în întuneric, se aprinde doar la 260°C, nu se dizolvă în disulfură de carbon și este netoxic. Densitatea fosforului roșu este de 2,0-2,4 g/cm3. Densitatea variabilă se datorează faptului că fosforul roșu este format din mai multe forme. Structura lor nu este pe deplin înțeleasă, dar se știe că sunt substanțe polimerice.

Când este încălzit puternic, fosforul roșu se evaporă (se sublimează) fără să se topească. Când vaporii sunt răciți, se obține fosfor alb.

Fosforul negru se formează din fosforul alb atunci când este încălzit la 200-220°C sub presiune foarte mare. Arată ca grafitul, este gras la atingere și mai greu decât alte modificări; densitatea sa este de 2,7 g/cm3. Fosforul negru este un semiconductor.

Utilizările fosforului sunt foarte diverse. O mare parte din ea este cheltuită pentru producția de chibrituri.

Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor; este conținut în masa care se aplică pe cutia de chibrituri. Capul meciului este format dintr-un amestec de substanțe inflamabile cu sare Berthollet și compuși care catalizează descompunerea sării (MnO 2 , Fe 2 O 3 etc.)

Pe lângă producția de chibrituri, fosforul este folosit în metalurgie. Este folosit pentru producerea unor semiconductori - fosfură de galiu GaP, fosfură de indiu InP. Se adaugă altor semiconductori în cantități foarte mici ca aditiv necesar. În plus, este un constituent al unor materiale metalice, cum ar fi bronzurile de staniu.

Când fosforul arde, se produce fum alb gros; Prin urmare, fosforul alb este folosit pentru echiparea muniției (obuze de artilerie, bombe aeriene etc.) destinate să formeze cortine de fum.

O cantitate mare de fosfor este utilizată pentru producerea de preparate organofosforice, care includ mijloace foarte eficiente de ucidere a insectelor dăunătoare.

Fosforul liber este extrem de activ. Interacționează direct cu multe substanțe simple, eliberând o cantitate mare de căldură. Fosforul se combină cel mai ușor cu oxigenul, apoi cu halogenii, sulful și multe metale, iar în acest din urmă caz ​​se formează fosfuri asemănătoare nitrururilor - de exemplu Ca 3P2, Mg 3P2 etc. Toate aceste proprietăți sunt deosebit de pronunțate la fosforul alb; fosforul roșu reacționează mai puțin energetic, fosforul negru intră în general cu dificultate în interacțiuni chimice.

<<< Назад

Înainte >>>

Introducere

Capitolul I. Fosforul ca element și ca substanță simplă

1.1. Fosforul în natură

1.2. Proprietăți fizice

1.3. Proprietăți chimice

1.4. Chitanță

1.5. Aplicație

Capitolul II. Compuși ai fosforului

2.1. Oxizi

2.2. Acizi și sărurile lor

2.3. fosfină

Capitolul III. Îngrășăminte cu fosfor

Concluzie

Bibliografie

Introducere

Fosforul (lat. Fosfor) P este un element chimic din grupa V a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 15, masă atomică 30,973762(4). Să luăm în considerare structura atomului de fosfor. Nivelul de energie exterior al atomului de fosfor conține cinci electroni. Grafic arata asa:

1s22s22p63s23p33d0

În 1699, alchimistul din Hamburg H. Brand, în căutarea unei „piatre filozofale” presupus capabilă să transforme metalele comune în aur, atunci când evapora urina cu cărbune și nisip, a izolat o substanță ceară albă care ar putea străluci.

Numele „fosfor” provine din greacă. „phos” – lumină și „phoros” – purtător. În Rusia, termenul „fosfor” a fost introdus în 1746 de către M.V. Lomonosov.

Principalii compuși ai fosforului includ oxizi, acizi și sărurile acestora (fosfați, dihidrogenfosfați, hidrogen fosfați, fosfuri, fosfiți).

O mulțime de substanțe care conțin fosfor se găsesc în îngrășăminte. Astfel de îngrășăminte se numesc îngrășăminte cu fosfor.

CapitoleuFosforul ca element și ca substanță simplă

Fosforul în natură

Fosforul este unul dintre elementele comune. Conținutul total din scoarța terestră este de aproximativ 0,08%. Datorită oxidării sale ușoare, fosforul apare în natură numai sub formă de compuși. Principalele minerale fosforice sunt fosforite și apatite, dintre acestea din urmă cea mai comună este fluorapatita 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosforiții sunt răspândiți în Urali, regiunea Volga, Siberia, Kazahstan, Estonia și Belarus. Cele mai mari zăcăminte de apatită sunt situate în Peninsula Kola.

Fosforul este un element necesar pentru organismele vii. Este prezent în oase, mușchi, țesuturi cerebrale și nervi. Moleculele de ATP sunt construite din acid fosfor - adenozin trifosforic (ATP este un colector și purtător de energie). Corpul uman adult conține în medie aproximativ 4,5 kg de fosfor, în principal în combinație cu calciu.

Fosforul se găsește și în plante.

Fosforul natural constă dintr-un singur izotop stabil, 31P. Astăzi sunt cunoscuți șase izotopi radioactivi ai fosforului.

Proprietăți fizice

Fosforul are mai multe modificări alotrope - fosfor alb, roșu, negru, maro, violet etc. Primele trei dintre acestea sunt cele mai studiate.

Fosforul alb este o substanță cristalină incoloră, cu nuanțe gălbui, care strălucește în întuneric. Densitatea sa este de 1,83 g/cm3. Insolubil în apă, solubil în disulfură de carbon. Are un miros caracteristic de usturoi. Punct de topire 44°C, temperatura de autoaprindere 40°C. Pentru a proteja fosforul alb de oxidare, acesta este depozitat sub apă în întuneric (la lumină se transformă în fosfor roșu). La rece, fosforul alb este fragil; la temperaturi peste 15°C devine moale și poate fi tăiat cu un cuțit.

Moleculele de fosfor alb au o rețea cristalină, la nodurile căreia se află molecule P4, în formă de tetraedru.

Fiecare atom de fosfor este conectat prin trei legături σ de ceilalți trei atomi.

Fosforul alb este otrăvitor și provoacă arsuri greu de vindecat.

Fosforul roșu este o substanță pudră de culoare roșu închis, inodor, care nu se dizolvă în apă sau disulfură de carbon și nu strălucește. Temperatura de aprindere 260°C, densitate 2,3 g/cm3. Fosforul roșu este un amestec de mai multe modificări alotrope care diferă ca culoare (de la stacojiu la violet). Proprietățile fosforului roșu depind de condițiile de producere a acestuia. Nu otrăvitoare.

Fosforul negru este similar ca aspect cu grafitul, gras la atingere și are proprietăți semiconductoare. Densitate 2,7 g/cm3.

Fosforul roșu și negru au o rețea cristalină atomică.

Proprietăți chimice

Fosforul este un nemetal. În compuși, prezintă de obicei o stare de oxidare de +5, mai rar – +3 și –3 (doar în fosfuri).

Reacțiile cu fosforul alb sunt mai ușoare decât cu fosforul roșu.

I. Interacţiunea cu substanţe simple.

Interacțiunea cu halogenii:

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

PCl3 + Cl2 = PCl5 (clorură de fosfor (V).

Interacțiunea cu nemetale:

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

Interacțiunea cu metalele:

2P + 3Ca = Ca3P2 (fosfură de calciu).

Interacțiunea cu oxigenul:

4P + 5O2 = 2P2O5 (oxid de fosfor (V), anhidridă de fosfor).

II. Interacțiunea cu substanțe complexe.

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

Chitanță

Fosforul se obține din fosforite și apatite zdrobite, acestea din urmă se amestecă cu cărbune și nisip și se calcinează în cuptoare la 1500°C:

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

Fosforul este eliberat sub formă de vapori, care se condensează în receptor sub apă, formând fosfor alb.

Când este încălzit la 250-300°C fără acces la aer, fosforul alb se transformă în roșu.

Fosforul negru se obține prin încălzirea prelungită a fosforului alb la presiune foarte mare (200°C și 1200 MPa).

Aplicație

Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor (vezi poza). Face parte din amestecul aplicat pe suprafața laterală a cutiei de chibrituri. Componenta principală a capului de chibrit este sarea Berthollet KClO3. Datorită frecării capului chibritului cu lubrifiantul, particulele de fosfor din aer se aprind. Ca urmare a reacției de oxidare a fosforului, se eliberează căldură, ceea ce duce la descompunerea sării Berthollet.

KClO3 KCl+.

Oxigenul rezultat ajută la aprinderea capului chibritului.

Fosforul este folosit în metalurgie. Este folosit pentru a produce conductoare și este o componentă a unor materiale metalice, cum ar fi bronzurile de staniu.

Fosforul este folosit și la producerea acidului fosforic și a pesticidelor (diclorvos, clorofos etc.).

Fosforul alb este folosit pentru a crea ecrane de fum, deoarece arderea lui produce fum alb.

CapitolII. Compuși ai fosforului

2.1 Oxizi

Fosforul formează mai mulți oxizi. Cele mai importante dintre ele sunt oxidul de fosfor (V) P4O10 și oxidul de fosfor (III) P4O6. Adesea formulele lor sunt scrise într-o formă simplificată - P2O5 și P2O3. Structura acestor oxizi păstrează aranjamentul tetraedric al atomilor de fosfor.

Oxidul de fosfor (III) P4O6 este o masă cristalină ceroasă care se topește la 22,5°C și se transformă într-un lichid incolor. Otrăvitoare.

Când este dizolvat în apă rece, formează acid fosforic:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

iar la reacția cu alcalii - sărurile corespunzătoare (fosfiții).

Agent reducător puternic. Când interacționează cu oxigenul, acesta este oxidat la P4O10.

Oxidul de fosfor (III) se obține prin oxidarea fosforului alb în absența oxigenului.

Oxidul de fosfor (V) P4O10 este o pulbere cristalină albă. Temperatura de sublimare 36°C. Are mai multe modificări, dintre care una (așa-numita volatilă) are compoziția P4O10. Rețeaua cristalină a acestei modificări este compusă din molecule P4O10 legate între ele prin forțe intermoleculare slabe, care se sparg cu ușurință atunci când sunt încălzite. De aici și volatilitatea acestui soi. Alte modificări sunt polimerice. Sunt formate din straturi nesfârșite de tetraedre PO4.

Când P4O10 interacționează cu apa, se formează acid fosforic:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Fiind un oxid acid, P4O10 reacționează cu oxizii și hidroxizii bazici.

Se formează în timpul oxidării la temperaturi ridicate a fosforului în exces de oxigen (aer uscat).

Datorită higroscopicității sale excepționale, oxidul de fosfor (V) este utilizat în tehnologia de laborator și industrială ca agent de uscare și deshidratare. În efectul său de uscare, depășește toate celelalte substanțe. Apa legată chimic este îndepărtată din acidul percloric anhidru pentru a forma anhidrida acestuia:

4HClO4 + P4O10 = (HP03)4 + 2CI2O7.

2.2 Acizi și sărurile lor

a) Acidul fosfor H3PO3. Acidul fosforic anhidru H3PO3 formează cristale cu o densitate de 1,65 g/cm3, topindu-se la 74°C.

Formula structurala:

.

Când H3PO3 anhidru este încălzit, are loc o reacție de disproporționare (auto-oxidare-autoreducere):

4H3PO3 = PH3 + 3H3PO4.

Săruri ale acidului fosforic - fosfiți. De exemplu, K3PO3 (fosfit de potasiu) sau Mg3(PO3)2 (fosfit de magneziu).

Acidul fosfor H3PO3 se obține prin dizolvarea oxidului de fosfor (III) în apă sau prin hidroliza clorurii de fosfor (III) PCl3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCI.

b) Acid fosforic (acid ortofosforic) H3PO4.

Acidul fosforic anhidru apare sub formă de cristale ușoare transparente care difuzează în aer la temperatura camerei. Punct de topire 42,35°C. Acidul fosforic formează soluții de orice concentrație cu apă.

Acidul fosforic are următoarea formulă structurală:

.

Acidul fosforic reacţionează cu metalele aflate într-o serie de potenţiale standard de electrozi până la hidrogen, cu oxizi bazici, cu baze şi cu sărurile acizilor slabi.

În laborator, acidul fosforic se obține prin oxidarea fosforului cu 30% acid azotic:

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

În industrie, acidul fosforic este produs în două moduri: extracție și termic. Metoda de extracție se bazează pe tratarea fosfaților naturali zdrobiți cu acid sulfuric:

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

Acidul fosforic este apoi filtrat și concentrat prin evaporare.

Metoda termică constă în reducerea fosforilor naturali la fosfor liber, urmată de arderea acestuia la P4O10 și dizolvarea acestuia din urmă în apă. Acidul fosforic produs prin această metodă se caracterizează prin puritate mai mare și concentrație crescută (până la 80% în greutate).

Acidul fosforic este folosit pentru a produce îngrășăminte, pentru a prepara reactivi, substanțe organice și pentru a crea acoperiri de protecție pe metale. Acidul fosforic purificat este necesar pentru prepararea produselor farmaceutice și a concentratelor furajere.

Acidul fosforic nu este un acid puternic. Ca acid tribazic, se disociază treptat într-o soluție apoasă. Disocierea este mai ușoară în prima etapă.

H3PO4 H+ + (ion fosfat dihidrogen);

H+ + (ion fosfat hidrogen);

H+ + (ion fosfat).

Ecuația ionică totală pentru disocierea acidului fosforic:

H3PO4 3H+ + .

Acidul fosforic formează trei serii de săruri:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisubstituit, sau fosfați;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disubstituit, sau hidrofosfați;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosubstituit sau dihidrogen fosfați.

Fosfații monosubstituiți sunt acizi, fosfații dibazici sunt ușor alcalini, iar fosfații tribazici sunt alcalini.

Toți metalele alcaline și fosfații de amoniu sunt solubili în apă. Dintre sărurile de calciu ale acidului fosforic, numai fosfatul dihidrogen de calciu se dizolvă în apă. Fosfatul hidrogen de calciu și fosfatul de calciu sunt solubili în acizi organici.

Când este încălzit, acidul fosforic pierde mai întâi apă - solventul, apoi începe deshidratarea acidului fosforic și se formează acid difosforic:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O.

O parte semnificativă a acidului fosforic este transformată în acid difosforic la o temperatură de aproximativ 260°C.

c) Acid fosforic (acid hipofosforic) H4P2O6.

.

H4P2O6 este un acid tetrabazic de putere medie. În timpul depozitării, acidul hipofosforic se descompune treptat. Când soluțiile sale sunt încălzite, se transformă în H3PO4 și H3PO3.

Se formează în timpul oxidării lente a H3PO3 în aer sau al oxidării fosforului alb în aerul umed.

d) Acid hipofosforic (acid hipofosforic) H3PO2. Acest acid este monobazic și puternic. Acidul hipofosforic are următoarea formulă structurală:

.

Hipofosfiții - săruri ale acidului hipofosforic - sunt de obicei foarte solubili în apă.

Hipofosfiții și H3PO2 sunt agenți reducători energetici (mai ales într-un mediu acid). Caracteristica lor valoroasă este capacitatea de a reduce sărurile dizolvate ale unor metale (Ni, Cu etc.) pentru a elibera metalul:

2Ni2+ + + 2H2O → Ni0 + + 6H+.

Acidul hipofosforic se obține prin descompunerea hipofosfiților de calciu sau bariu cu acid sulfuric:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Hipofosfiții se formează prin fierberea fosforului alb în suspensii de hidroxizi de calciu sau de bariu.

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

2.3 Fosfină

Fosfină PH3 - un compus de fosfor cu hidrogen - un gaz incolor cu un miros ascuțit, neplăcut de usturoi, foarte solubil în apă (nu reacționează chimic cu acesta) și este foarte toxic. În aer, fosfina pură și uscată se aprinde când este încălzită peste 100-140°C. Dacă fosfina conține impurități de difosfină P2H4, se aprinde spontan în aer.

Când interacționează cu unii acizi puternici, fosfina formează săruri de fosfoniu, de exemplu:

PH3 + HCl = PH4Cl (clorură de fosfoniu).

Structura cationului de fosfoniu [PH4]+ este similară cu structura cationului de amoniu +.

Apa descompune sărurile de fosfoniu pentru a forma fosfină și halogenură de hidrogen.

Fosfina poate fi obținută prin reacția fosfurilor cu apă:

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

Și un ultim lucru. Când fosforul interacționează cu metalele, se formează săruri - fosfuri. De exemplu, Ca3P2 (fosfură de calciu), Mg3P2 (fosfură de magneziu).

Capitolul III Îngrășăminte fosforice

Compușii fosforului, precum azotul, suferă constant transformări în natură - ciclul fosforului are loc în natură. Plantele extrag fosfații din sol și îi transformă în substanțe organice complexe care conțin fosfor. Aceste substanțe pătrund în organismul animal cu alimente vegetale - formarea de substanțe proteice în țesuturile nervoase și musculare, fosfați de calciu în oase etc. După moartea animalelor și a plantelor, compușii care conțin fosfor se descompun sub acțiunea microorganismelor. Ca rezultat, se formează fosfați. Astfel, ciclul exprimat prin diagramă este finalizat:

P (organisme vii) P (sol).

Acest ciclu este întrerupt atunci când compușii de fosfor sunt îndepărtați din recoltele culturilor. Lipsa de fosfor din sol practic nu este completată în mod natural. Prin urmare, este necesar să se aplice îngrășăminte cu fosfor.

După cum știți, îngrășămintele minerale pot fi simple sau complexe. Îngrășămintele simple includ îngrășămintele care conțin un element nutritiv. Îngrășămintele complexe conțin mai mulți nutrienți.

Cum se produc îngrășămintele fosfatice în industrie? Fosfații naturali nu se dizolvă în apă și sunt slab solubili în soluțiile din sol și sunt slab absorbiți de plante. Procesarea fosfaților naturali în compuși solubili în apă este o sarcină pentru industria chimică. Conținutul de element nutritiv fosfor din îngrășământ este evaluat prin conținutul de oxid de fosfor (V) P2O5.

Componenta principală a îngrășămintelor cu fosfat este dihidrogenul de calciu sau hidrogen fosfați. Fosforul face parte din mulți compuși organici din plante. Nutriția cu fosfor reglează creșterea și dezvoltarea plantelor. Cele mai comune îngrășăminte cu fosfor includ:

1. Făină fosforită - pulbere fină albă. Conține 18-26% P2O5.

Se obtine prin macinarea fosforitilor Ca3(PO4)2.

Făina fosforită poate fi absorbită numai pe soluri podzolice și turbă care conțin acizi organici.

2. Superfosfat simplu - pulbere gri cu granulație fină. Conține până la 20% P2O5.

Se obține prin reacția fosfatului natural cu acid sulfuric:

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

superfosfat

In acest caz se obtine un amestec de saruri Ca(H2PO4)2 si CaSO4, care este bine absorbit de plante in orice sol.

3. Superfosfat dublu (culoarea și aspectul similar cu superfosfatul simplu).

Se obține prin acțiunea asupra fosfatului natural cu acid fosforic:

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

În comparație cu superfosfatul simplu, acesta nu conține CaSO4 și este un îngrășământ mult mai concentrat (conține până la 50% P2O5).

4. Precipitat – contine 35-40% P2O5.

Obținut prin neutralizarea acidului fosforic cu o soluție de hidroxid de calciu:

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHP042H2O.

Folosit pe soluri acide.

5. Făină de oase. Se obține prin prelucrarea oaselor animalelor domestice și conține Ca3(PO4)2.

6. Ammophos este un îngrășământ complex care conține azot (până la 15% K) și fosfor (până la 58% P2O5) sub formă de NH4H2PO4 și (NH4)2HPO4. Se obține prin neutralizarea acidului fosforic cu amoniac.

Concluzie

Și în concluzie, aș dori să spun semnificația biologică a fosforului. Fosforul este o parte integrantă a țesuturilor organismelor umane, animale și vegetale. În corpul uman, cea mai mare parte a fosforului este legat de calciu. Pentru a construi un schelet, un copil are nevoie de la fel de mult fosfor ca și calciu. Pe lângă oase, fosforul se găsește în țesuturile nervoase și cerebrale, în sânge și în lapte. La plante, ca și la animale, fosforul face parte din proteine.

Din fosforul care intră în corpul uman cu alimente, în principal ouă, carne, lapte și pâine, se formează ATP - acidul adenozin trifosforic, care servește ca colector și purtător de energie, precum și acizi nucleici - ADN și ARN, care transmit proprietățile ereditare ale organismului. ATP este consumat cel mai intens în organele corpului care lucrează activ: ficatul, mușchii și creierul. Nu degeaba faimosul mineralog, unul dintre fondatorii științei geochimiei, academicianul A. E. Fersman a numit fosforul „elementul vieții și al gândirii”.

După cum sa menționat, fosforul există în natură sub formă de compuși găsiți în sol (sau dizolvați în apele naturale). Fosforul este extras din sol de către plante, iar animalele obțin fosfor din alimente vegetale. După moartea organismelor vegetale și animale, fosforul revine în sol. Așa are loc ciclul fosforului în natură.

Bibliografie:

Akhmetov N.S. Chimie clasa a IX-a: manual. pentru învăţământul general manual stabilimente. – Ed. a II-a. – M.: Învăţământ, 1999. – 175 p.: ill.

Gabrielyan O.S. Chimie clasa a IX-a: manual. pentru învăţământul general manual stabilimente. – ed. a IV-a. – M.: Butarda, 2001. – 224 p.: ill.

Gabrielyan O.S. Chimie clasele 8-9: metoda. indemnizatie. – ed. a IV-a. – M.: Butarda, 2001. – 128 p.

Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metode de rezolvare a problemelor de chimie: manual. indemnizatie. – M.: Învăţământ, 1989. – 176 p.: ill.

Kremenchugskaya M. Chimie: o carte de referință pentru școlar. – M.: Philol. Societatea „CUVÂNT”: SRL „Editura AST”, 2001. - 478 p.

Kritsman V.A. Carte de citit despre chimia anorganică. – M.: Educație, 1986. – 273 p.

Rezumate similare:

Arsenic (lat. Arsenicum), As, element chimic din grupa V a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 33, masă atomică 74,9216; cristale gri-oțel. Elementul este format dintr-un izotop stabil

Universitatea de Stat Surgut Departamentul de Chimie REZUMAT

Solurile de silvostepă

caracterizată printr-un conținut de humus de 1,78-2,46%.

Pământuri negre puternice

conțin 0,81-1,25% materie humus.

Cernoziomuri obișnuite

conțin 0,90-1,27% materie humus.

Cernoziomuri levigate

conțin 1,10-1,43% materie humică.

Solurile de castan întunecate conțin

în materie humică 0,97-1,30%.

Rol în plantă

Funcții biochimice

Compușii de fosfor oxidați sunt necesari pentru toate organismele vii. Nicio celulă vie nu poate exista fără ele.

În plante, fosforul se găsește în compuși organici și minerali. În același timp, conținutul de compuși minerali variază de la 5 la 15%, compuși organici - 85-95%. Compușii minerali sunt reprezentați de săruri de potasiu, calciu, amoniu și magneziu ale acidului ortofosforic. Fosforul mineral al plantelor este o substanță de rezervă, o rezervă pentru sinteza compușilor organici care conțin fosfor. Crește capacitatea de tamponare a sevei celulare, menține turgul celular și alte procese la fel de importante.

Compuși organici - acizi nucleici, fosfați de adenozină, fosfați de zahăr, nucleoproteine ​​și fosfatoproteine, fosfatide, fitină.

Pe primul loc ca importanță pentru viața plantelor se află acizii nucleici (ARN și ADN) și fosfații de adenozină (ATP și ADP). Acești compuși sunt implicați în multe procese vitale ale organismului vegetal: sinteza proteinelor, metabolismul energetic, transmiterea proprietăților ereditare.

Acizi nucleici

Fosfați de adenozină

Rolul special al fosforului în viața plantelor este participarea sa la metabolismul energetic al celulei plantei. Rolul principal în acest proces revine fosfaților de adenozină. Acestea conțin reziduuri de acid fosforic legate prin legături de înaltă energie. Când sunt hidrolizate, sunt capabile să elibereze cantități semnificative de energie.

Ele reprezintă un fel de acumulator de energie, furnizându-l după cum este necesar pentru a efectua toate procesele din celulă.

Există adenozin monofosfat (AMP), adenozin difosfat (ADP) și adenozin trifosfat (ATP). Acesta din urmă le depășește semnificativ pe primele două în rezerve de energie și ocupă un rol principal în metabolismul energetic. Constă din adenină (o bază purinică) și un zahăr (riboză), precum și trei resturi de acid fosforic. Sinteza ATP are loc la plante în timpul respirației.

Fosfatide

Fosfatidele sau fosfolipidele sunt esteri ai glicerolului, acizilor grași cu greutate moleculară mare și acidului fosforic. Ele fac parte din membranele fosfolipide și reglează permeabilitatea organelelor celulare și a plasmalemei la diferite substanțe.

Citoplasma tuturor celulelor vegetale conține lecitină, un membru al grupului fosfatide. Acesta este un derivat al acidului fosforic diglicerid, o substanță asemănătoare grăsimii care conține 1,37%.

Fosfați de zahăr

Fosfații de zahăr, sau esterii fosforici ai zaharurilor, sunt prezenți în toate țesuturile plantelor. Sunt cunoscuți mai mult de o duzină de compuși de acest tip. Ele joacă un rol important în procesele de respirație și fotosinteză la plante. Formarea fosfaților de zahăr se numește fosforilare. Conținutul de fosfați de zahăr din plantă, în funcție de vârstă și de condițiile nutriționale, variază de la 0,1 la 1,0% din greutatea uscată.

Fitin

Fitina este o sare de calciu-magneziu a acidului inozitol fosforic, care conține 27,5%. Se situează pe primul loc în ceea ce privește conținutul în plante, printre alți compuși care conțin fosfor. Fitina este prezentă în organele și țesuturile tinere ale plantelor, în special în semințe, unde servește ca substanță de rezervă și este folosită de răsaduri în timpul procesului de germinare.

Principalele funcții ale fosforului

Majoritatea fosforului este prezent în organele reproducătoare și în părțile tinere ale plantelor. Fosforul este responsabil pentru accelerarea formării sistemelor radiculare ale plantelor. Cantitatea principală de fosfor este consumată în primele faze de dezvoltare și creștere. Compușii fosforului au capacitatea de a se muta cu ușurință de la țesuturile vechi la cele tinere și de a fi reutilizați (reciclați).

Fosforul este unul dintre elementele destul de comune; conținutul său în scoarța terestră este de aproximativ . Datorită oxidării sale ușoare, fosforul nu apare în stare liberă în natură.

Dintre compușii naturali ai fosforului, cel mai important este ortofosfatul de calciu, care formează uneori depozite mari sub formă de fosforit mineral. În URSS, cele mai bogate zăcăminte de fosforiți sunt situate în sudul Kazahstanului, în Munții Karatau. Deseori se găsește și apatita minerală, care conține, pe lângă sau. Depozite uriașe de apatită au fost descoperite în anii douăzeci ai secolului nostru în Peninsula Kola.

Acest zăcământ este cel mai mare din lume în ceea ce privește rezervele sale.

Fosforul, ca și azotul, este necesar pentru toate ființele vii, deoarece face parte din unele proteine ​​de origine vegetală și animală. La plante, fosforul se găsește în principal în proteinele semințelor, în organismele animale - în lapte, sânge, creier și proteinele nervoase.În plus, cantități mari de fosfor se găsesc în oasele vertebratelor, în principal sub formă de compuși și. Sub forma unui reziduu acid de acid fosforic, fosforul face parte din acizii nucleici - compuși polimerici organici complexi care se găsesc în toate organismele vii. Acești acizi sunt direct implicați în procesele de transfer a proprietăților ereditare ale unei celule vii.

Materiile prime pentru producerea fosforului și a compușilor acestuia sunt fosforiții și apatitele. Fosforitul natural sau apatitul este zdrobit, amestecat cu nisip și cărbune și încălzit în cuptoare folosind curent electric fără acces la aer.

Pentru a înțelege reacția care are loc, imaginați-vă fosfatul de calciu ca un compus de oxid de calciu cu anhidridă fosforică; nisipul constă în principal din dioxid de siliciu. La temperaturi ridicate, dioxidul de siliciu înlocuiește anhidrida de fosfor și, în combinație cu oxidul de calciu, formează un silicat de calciu cu punct de topire scăzut, iar anhidrida de fosfor este redusă de cărbune la fosfor liber:

Adăugând ambele ecuații, obținem:

Fosforul este eliberat sub formă de vapori, care se condensează într-un receptor sub apă.

Fosforul formează mai multe modificări alotrope.

Fosforul alb se obține în stare solidă prin răcirea rapidă a vaporilor de fosfor; densitatea acestuia. În forma sa pură, fosforul alb este complet incolor și transparent; produsul comercial este de obicei de culoare gălbuie și asemănător ca aspect cu ceara. La rece, fosforul alb este casant, dar la temperaturi mai ridicate devine moale și poate fi tăiat cu ușurință cu un cuțit.

În aer, fosforul alb se oxidează foarte repede și strălucește în întuneric. De aici provine numele „fosfor”, care în greacă înseamnă „purtător de lumină”. Chiar și cu încălzire scăzută, pentru care o frecare simplă este suficientă, fosforul arde, eliberând o cantitate mare de căldură. De asemenea, fosforul se poate aprinde spontan în aer datorită eliberării de căldură în timpul oxidării.

Pentru a proteja fosforul alb de oxidare, acesta este depozitat sub apă. Fosforul alb este insolubil în apă; se dizolvă bine în sulfură de carbon.

Fosforul alb are o rețea cristalină moleculară, la nodurile căreia se află molecule tetraedrice. Puterea legăturilor dintre atomii din aceste molecule este relativ mică. Aceasta explică activitatea chimică ridicată a fosforului alb.

Fosforul alb este o otravă puternică, chiar și în doze mici este fatal.

Dacă fosforul alb este încălzit mult timp fără acces la aer la , atunci se transformă într-o altă modificare a fosforului, care are o culoare roșu-violet și se numește fosfor roșu. Aceeași transformare are loc, dar numai foarte încet, sub influența luminii.

Fosforul roșu diferă puternic de fosforul alb prin proprietăți: se oxidează foarte lent în aer, nu strălucește în întuneric, se aprinde doar la , nu se dizolvă în disulfură de carbon și este netoxic. Densitatea fosforului rosu este de . Densitatea variabilă se datorează faptului că fosforul roșu este format din mai multe forme. Structura lor nu este pe deplin înțeleasă, dar se știe că sunt substanțe polimerice.

Când este încălzit puternic, fosforul roșu se evaporă (se sublimează) fără să se topească. Când vaporii sunt răciți, se obține fosfor alb.

Fosforul negru se formează din fosforul alb atunci când este încălzit la presiune foarte mare. Arată ca grafitul, este gras la atingere și mai greu decât alte modificări; densitatea sa este de . Fosforul negru este un semiconductor.

Utilizările fosforului sunt foarte diverse. O mare parte din ea este cheltuită pentru producția de chibrituri.

Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor; este conținut în masa care se aplică pe cutia de chibrituri. Capul unui chibrit este format dintr-un amestec de substanțe inflamabile cu sare și compuși care catalizează descompunerea sării etc.)

Pe lângă producția de chibrituri, fosforul este folosit în metalurgie. Este folosit pentru producerea unor semiconductori - fosfură de galiu, fosfură de indiu. Se adaugă altor semiconductori în cantități foarte mici ca aditiv necesar. În plus, este un constituent al unor materiale metalice, cum ar fi bronzurile de staniu.

Când fosforul arde, se produce fum alb gros; Prin urmare, fosforul alb este folosit pentru echiparea muniției (obuze de artilerie, bombe aeriene etc.) destinate să formeze cortine de fum.

O cantitate mare de fosfor este utilizată pentru producerea de preparate organofosforice, care includ mijloace foarte eficiente de ucidere a insectelor dăunătoare.

Fosforul liber este extrem de activ. Interacționează direct cu multe substanțe simple, eliberând o cantitate mare de căldură. Fosforul se combină cel mai ușor cu oxigenul, apoi cu halogenii, sulful și multe metale, iar în ultimul caz se formează fosfuri, similare nitrururilor - de exemplu, etc. Toate aceste proprietăți sunt deosebit de pronunțate în fosforul alb; fosforul roșu reacționează mai puțin energetic, fosforul negru intră în general cu dificultate în interacțiuni chimice.

Plan:

Introducere……………………………………………………………………………………….	3
Istoria dezvoltării fosforului..................................................................................................	3
Compuși naturali și producția de fosfor………………………………………………	4
Proprietăți chimice………………………………………………………………	4
Modificări alotrope…………………………………………………………………	5
un alb………………………………………………………………………………………..	6
b) roșu…………………………………………………………………………………..	7
c) negru…………………………………………………………………………………………….	7
Oxizii de fosfor………………………………………………………………………………………………	7
Acid ortofosforic…………………………………………………………………	9
Ortofosfații………………………………………………………………………………….	11
Fosforul în corpul uman………………………………………………………..	11
Chibrituri……………………………………………………………………………….	12
Îngrășămintele cu fosfor …………………………………………………………………………..	12
Concluzie………………………………………………………………………….	14
1. Valoarea fosforului……………………………………………………………………..	14
2. Aplicarea fosforului………………………………………………………………………………	15
Bibliografie………………………………………………...	17

Introducere

Al cincilea grup al Tabelului Periodic include două elemente tipice - azot și fosfor - și subgrupuri de arsen și vanadiu. Există o diferență semnificativă de proprietăți între primul și al doilea element tipic.

În starea substanțelor simple, azotul este un gaz, iar fosforul este un solid. Aceste două substanțe au primit o gamă largă de aplicații, deși atunci când azotul a fost izolat pentru prima dată din aer, a fost considerat un gaz dăunător și o sumă mare de bani putea fi câștigată din vânzarea fosforului (fosforul a fost apreciat pentru capacitatea sa de a străluci în interior). întunericul).

Istoria descoperirii fosforului

În mod ironic, fosforul a fost descoperit de mai multe ori. Și de fiecare dată când am primit-o din... urină. Există referiri la faptul că alchimistul arab Alhild Behil (secolul al XII-lea) a descoperit fosforul prin distilarea urinei amestecate cu argilă, var și cărbune. Cu toate acestea, data descoperirii fosforului este considerată a fi 1669. Alchimistul amator din Hamburg Henning Brand, un comerciant în faliment care visa să-și îmbunătățească afacerile cu ajutorul alchimiei, a procesat o mare varietate de produse. Teoreticând că produsele fiziologice ar putea conține „materia primordială” despre care se crede că este baza pietrei filosofale, Brand a devenit interesat de urina umană.

A colectat aproximativ o tonă de urină din barăcile soldaților și a evaporat-o pentru a forma un lichid siropos. A distilat din nou acest lichid și a obținut un „ulei de urină” de culoare roșie, care a fost distilat pentru a forma un reziduu solid. În timp ce îl încălzi pe acesta din urmă, fără acces de aer, a observat formarea de fum alb, așezându-se pe pereții vasului și strălucind puternic în întuneric. Marca a numit substanța pe care a obținut-o fosfor, care tradus din greacă înseamnă „aducător de lumină”.

Timp de câțiva ani, „rețeta pentru prepararea” fosforului a fost păstrată în cea mai strictă încredere și a fost cunoscută doar de câțiva alchimiști. Fosforul a fost descoperit pentru a treia oară de R. Boyle în 1680.

Într-o formă ușor modificată, vechea metodă de producere a fosforului a fost folosită și în secolul al XVIII-lea: un amestec de urină cu oxid de plumb (PbO), sare de masă (NaCl), potasiu (K 2 CO 3) și cărbune (C). încălzit. Abia în 1777, K.V. Scheele a dezvoltat o metodă de obținere a fosforului din coarnele și oasele animalelor.

Compuși naturali și producția de fosfor

În ceea ce privește abundența în scoarța terestră, fosforul este înaintea azotului, sulfului și clorului. Spre deosebire de azot, fosforul, datorită activității sale chimice ridicate, apare în natură numai sub formă de compuși. Cele mai importante minerale de fosfor sunt apatita Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, mai rar clor și grup hidroxil) și fosforitul, a cărui bază este Ca 3 (PO 4) 2. Cel mai mare zăcământ de apatită este situat în Peninsula Kola, în regiunea Munților Khibiny. Depozitele de fosforit sunt situate în Munții Karatau, în regiunile Moscova, Kaluga, Bryansk și în alte locuri. Fosforul face parte din unele substanțe proteice conținute în organele generatoare ale plantelor, în țesuturile nervoase și osoase ale animalelor și ale oamenilor. Celulele creierului sunt deosebit de bogate în fosfor.

Astăzi, fosforul este produs în cuptoarele electrice prin reducerea apatitei cu cărbune în prezența siliciului:

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

Vaporii de fosfor la această temperatură sunt formați aproape în întregime din molecule P2, care la răcire se condensează în molecule P4.

Proprietăți chimice

Configurația electronică a atomului de fosfor

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

Stratul exterior de electroni conține 5 electroni. Prezența a trei electroni nepereche la nivelul energetic exterior explică faptul că în starea normală, neexcitată, valența fosforului este 3.

Dar la al treilea nivel de energie există celule libere ale orbitalilor d, prin urmare, la trecerea la starea excitată, electronii 3S se vor separa și se vor muta la subnivelul d, ceea ce duce la formarea a 5 elemente nepereche.

Astfel, valența fosforului în starea excitată este 5.

În compuși, fosforul prezintă de obicei o stare de oxidare de +5, mai rar +3, -3.

1. Reacții cu oxigenul:

4P 0 + 5O 2
2P2 +5O5

(cu lipsa de oxigen: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )

2. Cu halogeni și sulf:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 + 5 S 5

(Halogenurile de fosfor se descompun ușor de apă, de exemplu:

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

3. Cu acid azotic:

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

4. Formează fosfuri cu metalele, în care fosforul prezintă o stare de oxidare de 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(fosfura de magneziu se descompune ușor de apă Mg 3 P 2 + 6 ore 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfina))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Cu alcali:

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

În reacțiile (1,2,3) - fosforul acționează ca agent de reducere, în reacția (4) - ca oxidant; reacție (5) - exemplu de reacție disproporționare.

Fosforul poate fi atât un agent reducător, cât și un agent oxidant.

Modificări alotropice

În stare liberă, fosforul formează mai multe modificări alotropice. Acest lucru se explică prin faptul că atomii de fosfor sunt capabili să se interconecteze pentru a forma rețele cristaline de diferite tipuri.
tabelul 1

Proprietățile fizice ale fosforului

Modificare alotropică	Densitate,	t pl,	balot T,	Aspectul și trăsăturile caracteristice
alb	1,73	44,1	280,5	Pulbere cristalină albă, toxică, se aprinde spontan în aer. La 280-300°C devine roșu
roșu	2,3	590	Sublimeaza la aproximativ 400°C	Pulbere roșie cristalină sau amorfă, netoxică. La 220°C și 12  10 8 Pa se transformă în fosfor negru. Se aprinde în aer numai când este aprins
Negru	2,7	Când este încălzit, se transformă în fosfor roșu		Structură asemănătoare grafitului. În condiții normale - un semiconductor, sub presiune conduce curentul electric ca metalul

B Modificarea albă a fosforului, rezultat din condensarea vaporilor, are o rețea cristalină moleculară, în nodurile căreia se află moleculele P4 (fig. 1). Datorită slăbiciunii forțelor intermoleculare, fosforul alb este volatil, fuzibil, poate fi tăiat cu un cuțit și se dizolvă în solvenți nepolari, cum ar fi disulfura de carbon. Fosforul alb este o substanță foarte reactivă. Reacționează puternic cu oxigenul, halogenii, sulful și metalele. Oxidarea fosforului în aer este însoțită de încălzire și strălucire. Prin urmare, fosforul alb este stocat sub apă, cu care nu reacționează. Fosforul alb este foarte toxic.

Aproximativ 80% din producția totală de fosfor alb merge la sinteza acidului ortofosforic pur. La rândul său, este folosit pentru a produce polifosfați de sodiu (sunt folosiți pentru a reduce duritatea apei de băut) și fosfați alimentari. Fosforul alb rămas este folosit pentru a crea substanțe care formează fum și amestecuri incendiare.

Măsuri de siguranță. În producerea fosforului și a compușilor săi sunt necesare precauții speciale, deoarece fosforul alb este o otravă puternică. Munca prelungită într-o atmosferă de fosfor alb poate duce la boli osoase, pierderea dinților și necroza zonelor maxilarului. Când este aprins, fosforul alb provoacă arsuri dureroase care nu se vindecă mult timp. Fosforul alb trebuie depozitat sub apă în recipiente sigilate. Arderea fosforului se stinge cu dioxid de carbon, soluție de CuSO 4 sau nisip. Pielea arsă trebuie spălată cu o soluție de Km nO 4 sau CuSO 4 . Antidotul pentru intoxicația cu fosfor este o soluție de CuSO4 2%.

P În timpul depozitării pe termen lung, precum și atunci când este încălzit, devine fosfor alb în modificare roșie(a fost primit pentru prima dată abia în 1847). Denumirea de fosfor roșu se referă la mai multe modificări care diferă ca densitate și culoare: variază de la portocaliu la roșu închis și chiar violet. Toate soiurile de fosfor roșu sunt insolubile în solvenți organici și, în comparație cu fosforul alb, sunt mai puțin reactive și au o structură polimerică: acestea sunt tetraedre P4 legate între ele în lanțuri nesfârșite (Fig. 2).

Fosforul roșu este folosit în metalurgie, producția de materiale semiconductoare și lămpi cu incandescență și este folosit în producția de chibrituri.

N Cea mai stabilă modificare a fosforului este fosfor negru. Se obţine prin transformarea alotropică a fosforului alb la t=220 0 C şi presiune ridicată. În aparență seamănă cu grafitul. Structura cristalină a fosforului negru este stratificată, constând din straturi ondulate (Fig. 3). Fosforul negru este cea mai puțin activă modificare a fosforului. Când este încălzit fără acces la aer, acesta, ca și roșu, se transformă în abur, din care se condensează în fosfor alb.

Oxid de fosfor (V).

P2+5O5 Anhidridă fosforică (oxid de fosfor (V))

Cristale albe, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 fierbe. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Are mai multe modificari. În vapori este format din molecule P 4 H 10, este foarte higroscopic (folosit ca desicant pentru gaze și lichide).

Chitanță

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Proprietăți chimice

Toate proprietățile chimice ale oxizilor acizi: reacționează cu apa, oxizii bazici și alcalii

1) P 2 O 5 + H 2 O  2 HPO 3 (acid metafosforic)

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (acid pirofosforic)

P 2 O 5 + 3H 2 O  2H 3 PO 4 (acid ortofosforic)

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

În funcție de excesul de alcali, formează săruri medii și acide:

fosfat acid de sodiu

fosfat dihidrogen de sodiu

Datorită higroscopicității sale excepționale, oxidul de fosfor (V) este utilizat în tehnologia de laborator și industrială ca agent de uscare și deshidratare. În efectul său de uscare, depășește toate celelalte substanțe. Apa legată chimic este îndepărtată din acidul percloric anhidru pentru a forma anhidrida acestuia:

DESPRE acid fosforic. Sunt cunoscuți mai mulți acizi care conțin fosfor. Cel mai important dintre ele este acidul ortofosforic H 3 PO 4 (Fig. 5).

Acidul ortofosforic anhidru este cristale ușoare transparente care difuzează în aer la temperatura camerei. Punct de topire 42,35 0 ​​C. Acidul fosforic formează soluții de orice concentrație cu apă.

Acidul ortofosforic corespunde următoarei formule structurale:

R
În laborator acid fosforic obține oxidarea fosforului cu acid azotic 30%:

4. Reactioneaza cu bazele si amoniacul; dacă acidul este luat în exces, se formează săruri acide:

fosfat acid de sodiu

fosfat dihidrogen de sodiu

5. Reacţionează cu sărurile acizilor slabi:

1. 
   Când este încălzit, se transformă treptat în acid metafosforic:

bifosfor

acid

2. Când este expus la o soluție de azotat de argint (I), apare un precipitat galben:

galben

sediment

3. Acidul ortofosforic joacă un rol important în viața animalelor și a plantelor. Reziduurile sale fac parte din acidul adenozin trifosforic ATP.

Când ATP-ul se descompune, se eliberează o cantitate mare de energie.

Ortofosfați. Acidul fosforic formează trei serii de săruri. Dacă desemnăm atomii de metal cu literele Me, atunci putem descrie în formă generală compoziția sărurilor sale (Tabelul 3).

Tabelul 3

Formule chimice ale ortofosfaților care conțin metale

monovalent	divalent	trivalent
	Ortofosfați Me 3 (PO 4) 2	Eu 3 PO 4
	Ortofosfați de hidrogen	Me 2 (NRO 4) 3
	Ortofosfați dihidrogenați Me(H2PO4) 2	Me(H2PO4) 3

În locul unui metal monovalent, compoziţia moleculelor de ortofosfat poate include o grupare de amoniu: (NH4)3PO4 - ortofosfat de amoniu;

(NH4)2HP04 - hidrogen ortofosfat de amoniu; NH 4 H 2 PO 4 – dihidrogen ortofosfat de amoniu.

Ortofosfații și hidroortofosfații de calciu și amoniu sunt folosiți pe scară largă ca îngrășăminte, iar ortofosfatul de sodiu și hidrogenortofosfatul de sodiu sunt folosiți pentru a precipita sărurile de calciu din apă.

Fosforul în corpul uman

Într-un corp uman care cântărește 70 kg. Conține aproximativ 780 g de fosfor. Fosforul este prezent sub formă de fosfați de calciu în oasele umane și animale. De asemenea, face parte din proteine, fosfolipide și acizi nucleici; Compușii fosforului sunt implicați în metabolismul energetic (acid adenzin trifosforic, ATP). Necesarul zilnic al organismului uman pentru fosfor este de 1,2 g. Consumăm cea mai mare parte din acesta cu lapte și pâine (100 g de pâine conțin aproximativ 200 mg de fosfor). Peștele, fasolea și unele tipuri de brânză sunt cele mai bogate în fosfor.

Interesant este că pentru o alimentație adecvată este necesar să se mențină un echilibru între cantitatea de fosfor și calciu consumată: raportul optim în aceste elemente alimentare este 1,51. Alimentele bogate în exces în fosfor duc la scurgerea calciului din oase, iar cu excesul de calciu se dezvoltă urolitiaza.

Chibrituri

Suprafața de ardere a unei cutii de chibrituri este acoperită cu un amestec de fosfor roșu și pulbere de sticlă. Compoziția capului de chibrit include agenți oxidanți (PbO2, KСlO3, BaCrO4) și agenți reducători (S, Sb2S3). Când frecarea de la suprafața de aprindere, amestecul aplicat chibritului se aprinde:

Primele chibrituri din fosfor - cu capul din fosfor alb - au fost create abia în 1827. Astfel de chibrituri s-au aprins la frecare de orice suprafață, ceea ce ducea adesea la incendii. În plus, fosforul alb este foarte otrăvitor. Au fost descrise cazuri de otrăvire cu chibrituri de fosfor, atât din cauza manipulării neglijente, cât și în scop de sinucidere: pentru aceasta a fost suficient să mănânci câteva capete de chibrit. De aceea, chibriturile de fosfor au fost înlocuite cu altele sigure, care ne servesc cu fidelitate până astăzi. Producția industrială de chibrituri de siguranță a început în Suedia în anii 60. al XIX-lea.

Îngrășăminte cu fosfor

Îngrășămintele minerale sunt o sursă de nutrienți variați pentru plante și proprietăți ale solului, în primul rând azot, fosfor și potasiu, iar apoi calciu, magneziu, sulf, fier.

Fosforul face parte din mulți compuși organici din plante. Nutriția cu fosfor reglează creșterea și dezvoltarea plantelor.

Materiile prime pentru producerea îngrășămintelor cu fosfat, fosforul și toți compușii fosforici sunt minereurile de apatită și fosfor. Compoziția apatitelor este exprimată cel mai adesea prin formula Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatită). Fosforiții diferă de fluorapatite prin aceea că, în loc de ionii F, conțin OH sau
. Fosforiții conțin de obicei mai multe impurități decât fluorapatita.

În Rusia prerevoluționară, au fost cunoscute și dezvoltate numai zăcăminte subțiri de fosforiți de calitate scăzută. Prin urmare, un eveniment de o enormă semnificație economică națională a fost descoperirea unui zăcământ de apatit pe Peninsula Kola din Munții Khibiny în anii 1920. Aici a fost construită o mare fabrică de procesare, care separă roca extrasă într-un concentrat cu un conținut ridicat de fosfor și impurități - „deșeuri de nefeline”, folosite pentru a produce aluminiu, sodă, potasiu și ciment.

În sudul Kazahstanului, în Munții Karatau, au fost descoperite zăcăminte puternice de fosforiți.

Cel mai ieftin îngrășământ cu fosfor este fosforit - rocă fosfatică măcinată fin. Fosforul este conținut în el sub formă de fosfat de calciu Ca 3 (PO 4) 2 insolubil în apă. Prin urmare, fosforiții nu sunt absorbiți de toate plantele și nu de toate solurile. Cea mai mare parte a minereurilor de fosfor extrase este procesată prin metode chimice în substanțe disponibile pentru toate plantele de pe orice sol. Aceștia sunt fosfați de calciu solubili în apă:

Superfosfat dublu(culoare și aspect asemănătoare superfosfatului simplu - pulbere gri cu granulație fină).

Se obține prin acțiunea asupra fosfatului natural cu acid fosforic:

În comparație cu superfosfatul simplu, acesta nu conține CaSO 4 și este un îngrășământ semnificativ concentrat (conține până la 50% P 2 O 5).

Precipitat– contine 35-40% P 2 O 5.

Obținut prin neutralizarea acidului fosforic cu o soluție de hidroxid de calciu:

Folosit pe soluri acide.

Ammophos – complex îngrășământ care conține azot (până la 15% N) și fosfor (până la 58% P 2 O 5) sub formă de NH 4 H 2 PO 4 și (NH 4) 2 HPO 4. Se obține prin neutralizarea acidului fosforic cu amoniac.

Anterior, de mai bine de 100 de ani, așa-numitul superfosfat simplu, care se formează prin acțiunea acidului sulfuric asupra fosfatului de calciu natural:

În acest caz, acid sulfuric reacționează relativ mai puțin cu fosfatul de calciu decât atunci când se produce acid fosforic din acesta. Rezultatul este un amestec de dihidrogen fosfat de calciu și sulfat de calciu. Acesta este un îngrășământ cu o fracție de masă de P 2 O 5 nu mai mare de 20%. Acum superfosfatul simplu este produs la scară relativ mică în instalațiile construite anterior.

Compoziție complexă. Conține P, Ca, Si, C, Fe și alte elemente

Complex

Ammophos



Ammofoska



Nitroammofos

Concluzie

1. 
   Valoarea fosforului

Acidul fosforic este de mare importanță ca unul dintre cele mai importante componente ale nutriției plantelor. Fosforul este folosit de plante pentru a-și construi cele mai vitale părți - semințe și fructe.

Derivații acidului ortofosforic sunt foarte necesari nu numai pentru plante, ci și pentru animale. Oasele, dinții, scoici, gheare, ace și țepi în majoritatea organismelor vii constau în principal din ortofosfat de calciu. În plus, acidul ortofosforic, formând diverși compuși cu substanțe organice, participă activ la procesele metabolice ale unui organism viu cu mediul. Ca rezultat, derivații de fosfor se găsesc în oase, creier, sânge, mușchi și țesuturi conjunctive ale oamenilor și animalelor. Există mai ales mult acid ortofosforic în compoziția celulelor nervoase (creierului), ceea ce a permis A.E. Fersman 1, un geochimist celebru, a numit fosforul „elementul gândirii”. Scăderea conținutului de compuși ai fosforului din dietă sau introducerea lor într-o formă nedigerabilă are un efect foarte negativ asupra stării organismului (boală la animale cu rahitism, anemie etc.).

1. 
   Aplicarea fosforului

Acidul fosforic este utilizat în prezent pe scară largă. Principalul său consumator este producția de fosfat și îngrășăminte combinate. În aceste scopuri, aproximativ 100 de milioane de tone de minereu care conțin fosfor sunt extrase anual în întreaga lume.Îngrășămintele cu fosfor nu numai că ajută la creșterea productivității diferitelor culturi agricole, dar oferă plantelor rezistență la iarnă și rezistență la alte condiții climatice nefavorabile și creează condiții. pentru o coacere mai rapidă a culturilor în zonele cu sezon de vegetație scurt. De asemenea, au un efect benefic asupra solului, favorizând structurarea acestuia, dezvoltarea bacteriilor din sol, modificând solubilitatea altor substanțe conținute în sol și suprimând unele dintre substanțele organice nocive care se formează.

Industria alimentară consumă mult acid ortofosforic. Faptul este că acidul ortofosforic diluat are un gust foarte plăcut, iar micile sale adaosuri la marmelade, limonade și siropuri le îmbunătățesc semnificativ gustul. Unele săruri ale acidului fosforic au, de asemenea, această proprietate. Fosfații hidrogenați de calciu, de exemplu, au fost incluși de mult în praful de copt, îmbunătățind gustul chiflelor și al pâinii.

Alte aplicații industriale ale acidului ortofosforic sunt, de asemenea, interesante. De exemplu, s-a observat că impregnarea lemnului cu acidul în sine și sărurile sale face lemnul neinflamabil. Pe această bază, acum sunt produse vopsele ignifuge, plăci neinflamabile din lemn fosfor, spumă neinflamabilă de fosfat și alte materiale de construcție.

Diverse săruri ale acidului fosforic sunt utilizate pe scară largă în multe industrii, în construcții, în diverse domenii ale tehnologiei, în utilitățile publice și în viața de zi cu zi, pentru protecția împotriva radiațiilor, pentru dedurizarea apei, combaterea depunerilor din cazan și fabricarea diverșilor detergenți.

Acidul fosforic, acizii condensați și fosfații deshidratați servesc ca catalizatori în procesele de deshidratare, alchilare și polimerizare a hidrocarburilor.

Compușii organofosforici ocupă un loc special ca extractanți, plastifianți, lubrifianți, aditivi sub formă de pulbere și absorbanți în unitățile frigorifice. Sărurile alchil-fosfaților acizi sunt utilizate ca agenți tensioactivi, antigel, îngrășăminte speciale, anticoagulante latex, etc. Alchil-fosfații acizi sunt utilizați pentru procesarea extracției lichidelor de minereu de uraniu.

Lista literaturii folosite:

1. 
   F.G.Feldman, G.E.Rudzitis. CHIMIE. Manual pentru clasa a IX-a instituţiilor de învăţământ general. – M., ediția a V-a, LUMINILE, 1997.
2. 
   CHIMIE. Materiale de referinta. Editat de Yu.D. Tretyakov, - M., EDUCAȚIE, 1984.
3. 
   CHIMIE. Manualul școlarilor, - M., 1995.
4. 
   CHIMIE. Enciclopedie pentru copii. Volumul 17, AVANTA, 2000.
5. 
   Weser W.-J., Fosforul și compușii săi, trad. din engleză, - M., 1963.
6. 
   Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Alexander Evgenievici, geochimist și mineralog sovietic, academician al Academiei de Științe a URSS (1919). Student al lui V.I. Vernadsky.