Postfosfor i naturen. Naturliga föreningar och fosforproduktion. Syror och deras salter

FOSFOR (FOSFOR)

145. Fosfor i naturen. Beredning och egenskaper hos fosfor.

Fosfor är ett av de ganska vanliga grundämnena; dess innehåll i jordskorpan är cirka 0,1 % (massa). På grund av sin lätta oxidation förekommer inte fosfor i fritt tillstånd i naturen.

Av de naturliga fosforföreningarna är den viktigaste kalciumortofosfat Ca 3 (PO 4) 2, som ibland bildar stora avlagringar i form av mineralet fosforit. I Sovjetunionen finns de rikaste avlagringarna av fosforiter i södra Kazakstan i Karataubergen. Mineralet apatit finns också ofta, innehållande, förutom Ca 3 (PO 4) 2, även CaF 2 eller CaCl 2. Enorma avlagringar av apatit upptäcktes på tjugotalet av vårt århundrade på Kolahalvön.

Denna fyndighet är den största i världen sett till sina reserver.

Fosfor, liksom kväve, är nödvändigt för alla levande varelser, eftersom det ingår i vissa proteiner av både vegetabiliskt och animaliskt ursprung. I växter finns fosfor främst i frönas proteiner, i djurorganismer - i proteinerna i mjölk, blod, hjärna och nervvävnad. Dessutom finns en stor mängd fosfor i ryggradsdjurens ben, främst i form av föreningarna 3Ca 3 (PO 4)2 · Ca(OH) 2 och 3Ca 3 (PO 4)2 · CaCO 3 · H 2 O I form av en sur rest av fosfor Fosforsyra är en del av nukleinsyror - komplexa organiska polymerföreningar som finns i alla levande organismer. Dessa syror är direkt involverade i processerna för att överföra de ärftliga egenskaperna hos en levande cell.

Råvarorna för framställning av fosfor och dess föreningar är fosforiter och apatiter. Naturlig fosforit eller apatit krossas, blandas med sand och kol och värms upp i ugnar med elektrisk ström utan tillgång till luft.

För att förstå reaktionen som inträffar, låt oss föreställa oss kalciumfosfat som en förening av kalciumoxid med fosforsyraanhydrid (3CaO·P 2 O 5); Sand består huvudsakligen av kiseldioxid SiO 2. Vid höga temperaturer tränger kiseldioxid undan fosforanhydrid och bildar, i kombination med kalciumoxid, ett lågsmältande kalciumsilikat CaSiO 3, och fosforanhydrid reduceras med kol till fri fosfor:

Lägger vi till båda ekvationerna får vi:

Fosfor frigörs som ånga, som kondenserar i en behållare under vattnet.

Fosfor bildar flera allotropa modifieringar.

Vit fosfor erhålls i fast tillstånd genom att snabbt kyla fosforånga; dess densitet är 1,83 g/cm3. I sin rena form är vit fosfor helt färglös och genomskinlig; den kommersiella produkten är vanligtvis gulaktig till färgen och liknar vax till utseendet. I kylan är vit fosfor skör, men vid temperaturer över 15°C blir den mjuk och kan lätt skäras med en kniv.

I luften oxiderar vit fosfor mycket snabbt och lyser i mörker. Det är härifrån namnet "fosfor" kommer ifrån, som på grekiska betyder "ljusbärande". Även med låg uppvärmning, för vilken enkel friktion räcker, inflammerar fosfor och bränner, vilket frigör en stor mängd värme. Fosfor kan också spontant antändas i luften på grund av att värme frigörs vid oxidation.

För att skydda vit fosfor från oxidation lagras den under vatten. Vit fosfor är olösligt i vatten; löser sig väl i koldisulfid.

Vit fosfor har ett molekylärt kristallgitter, vid vars noder det finns tetraedriska P 4-molekyler. Styrkan hos bindningarna mellan atomerna i dessa molekyler är relativt liten. Detta förklarar den höga kemiska aktiviteten hos vit fosfor.

Vit fosfor är ett starkt gift, även i små doser är det dödligt.

Om vit fosfor värms upp under en längre tid utan tillgång till luft vid 250-300°C, så förvandlas det till en annan modifiering av fosfor, som har en rödviolett färg och kallas röd fosfor. Samma omvandling sker, men bara mycket långsamt, under påverkan av ljus.

Röd fosfor skiljer sig mycket i sina egenskaper från vit fosfor: den oxiderar mycket långsamt i luften, lyser inte i mörker, lyser endast vid 260°C, löser sig inte i koldisulfid och är giftfri. Densiteten av röd fosfor är 2,0-2,4 g/cm3. Den variabla densiteten beror på att röd fosfor består av flera former. Deras struktur är inte helt klarlagd, men det är känt att de är polymera ämnen.

Vid stark uppvärmning avdunstar (sublimerar) röd fosfor utan att smälta. När ångan kyls erhålls vit fosfor.

Svart fosfor bildas av vit fosfor när den värms upp till 200-220°C under mycket högt tryck. Det ser ut som grafit, är fet vid beröring och tyngre än andra modifieringar; dess densitet är 2,7 g/cm3. Svart fosfor är en halvledare.

Användningen av fosfor är mycket varierande. En stor del av det går åt till tillverkning av tändstickor.

Röd fosfor används vid tillverkning av tändstickor; den finns i massan som appliceras på tändsticksasken. Tändstickans huvud består av en blandning av brandfarliga ämnen med Bertholletsalt och föreningar som katalyserar nedbrytningen av saltet (MnO 2, Fe 2 O 3, etc.)

Förutom tändstickstillverkning används fosfor i metallurgin. Det används för att producera vissa halvledare - galliumfosfid GaP, indiumfosfid InP. Den läggs till andra halvledare i mycket små mängder som en nödvändig tillsats. Dessutom är det en beståndsdel av vissa metalliska material, såsom tennbrons.

När fosfor brinner bildas tjock vit rök; Därför används vit fosfor för att utrusta ammunition (artillerigranater, flygbomber etc.) avsedda att bilda rökskärmar.

En stor mängd fosfor används i produktionen av organofosforpreparat, som inkluderar mycket effektiva medel för att döda skadeinsekter.

Fri fosfor är extremt aktiv. Det interagerar direkt med många enkla ämnen och frigör en stor mängd värme. Fosfor förenas lättast med syre, sedan med halogener, svavel och många metaller, och i det senare fallet bildas fosfider som liknar nitrider - till exempel Ca 3P2, Mg 3P2 etc. Alla dessa egenskaper är särskilt uttalade i vit fosfor; röd fosfor reagerar mindre energiskt, svart fosfor inträder i allmänhet i kemiska interaktioner med svårighet.

<<< Назад

Vidarebefordra >>>

Introduktion

Kapitel I. Fosfor som grundämne och som enkelt ämne

1.1. Fosfor i naturen

1.2. Fysikaliska egenskaper

1.3. Kemiska egenskaper

1.4. Mottagande

1.5. Ansökan

Kapitel II. Fosforföreningar

2.1. Oxider

2.2. Syror och deras salter

2.3. Fosfin

Kapitel III. Fosforgödselmedel

Slutsats

Bibliografi

Introduktion

Fosfor (lat. Fosfor) P är ett kemiskt element i grupp V i Mendelejevs periodiska system, atomnummer 15, atommassa 30,973762(4). Låt oss överväga strukturen av fosforatomen. Fosforatomens yttre energinivå innehåller fem elektroner. Grafiskt ser det ut så här:

1s22s22p63s23p33d0

År 1699 isolerade Hamburg-alkemisten H. Brand, på jakt efter en "de vises sten" som förmodas kunna förvandla oädla metaller till guld, när den förångade urin med kol och sand, en vit vaxartad substans som kunde glöda.

Namnet "fosfor" kommer från grekiskan. ”phos” – ljus och ”phoros” – bärare. I Ryssland introducerades termen "fosfor" 1746 av M.V. Lomonosov.

De viktigaste fosforföreningarna inkluderar oxider, syror och deras salter (fosfater, divätefosfater, vätefosfater, fosfider, fosfiter).

Mycket fosforhaltiga ämnen finns i konstgödsel. Sådana gödselmedel kallas fosforgödselmedel.

KapiteljagFosfor som ett grundämne och som ett enkelt ämne

Fosfor i naturen

Fosfor är ett av de vanligaste grundämnena. Det totala innehållet i jordskorpan är cirka 0,08 %. På grund av sin lätta oxidation förekommer fosfor i naturen endast i form av föreningar. De huvudsakliga fosformineralerna är fosforiter och apatiter, av de senare är den vanligaste fluorapatit 3Ca3(PO4)2 CaF2. Fosforiter är utbredda i Ural, Volga-regionen, Sibirien, Kazakstan, Estland och Vitryssland. De största avlagringarna av apatit finns på Kolahalvön.

Fosfor är ett nödvändigt element för levande organismer. Det finns i ben, muskler, hjärnvävnad och nerver. ATP-molekyler är byggda av fosfor - adenosintrifosforsyra (ATP är en samlare och bärare av energi). Den vuxna människokroppen innehåller i genomsnitt cirka 4,5 kg fosfor, främst i kombination med kalcium.

Fosfor finns också i växter.

Naturlig fosfor består av endast en stabil isotop, 31P. Idag är sex radioaktiva isotoper av fosfor kända.

Fysikaliska egenskaper

Fosfor har flera allotropa modifikationer - vit, röd, svart, brun, violett fosfor, etc. De tre första av dessa är de mest studerade.

Vit fosfor är ett färglöst, gulaktigt kristallint ämne som lyser i mörker. Dess densitet är 1,83 g/cm3. Olösligt i vatten, lösligt i koldisulfid. Har en karakteristisk vitlöksdoft. Smältpunkt 44°C, självantändningstemperatur 40°C. För att skydda vit fosfor från oxidation lagras den under vatten i mörker (i ljuset omvandlas den till röd fosfor). I kylan är vit fosfor ömtålig vid temperaturer över 15°C blir den mjuk och kan skäras med en kniv.

Vita fosformolekyler har ett kristallgitter, vid vars noder det finns P4-molekyler, formad som en tetraeder.

Varje fosforatom är ansluten med tre σ-bindningar till de andra tre atomerna.

Vit fosfor är giftigt och orsakar svårläkta brännskador.

Röd fosfor är en mörkröd, luktfri, pulverformig substans som inte löser sig i vatten eller koldisulfid och inte lyser. Tändtemperatur 260°C, densitet 2,3 g/cm3. Röd fosfor är en blandning av flera allotropa modifieringar som skiljer sig i färg (från skarlakansröd till violett). Egenskaperna hos röd fosfor beror på villkoren för dess produktion. Inte giftig.

Svart fosfor liknar grafit till utseendet, är fet vid beröring och har halvledande egenskaper. Densitet 2,7 g/cm3.

Röd och svart fosfor har ett atomärt kristallgitter.

Kemiska egenskaper

Fosfor är en icke-metall. I föreningar uppvisar det vanligtvis ett oxidationstillstånd på +5, mer sällan – +3 och –3 (endast i fosfider).

Reaktioner med vit fosfor är lättare än med röd fosfor.

I. Interaktion med enkla ämnen.

Interaktion med halogener:

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

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

Interaktion med icke-metaller:

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

Interaktion med metaller:

2P + 3Ca = Ca3P2 (kalciumfosfid).

Interaktion med syre:

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

II. Interaktion med komplexa ämnen.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3P04 + 5NO.

Mottagande

Fosfor erhålls från krossade fosforiter och apatiter, de senare blandas med kol och sand och bränns i ugnar vid 1500°C:

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

Fosfor frigörs i form av ånga, som kondenserar i behållaren under vatten och bildar vit fosfor.

Vid uppvärmning till 250-300°C utan lufttillgång blir vit fosfor röd.

Svart fosfor erhålls genom långvarig uppvärmning av vit fosfor vid mycket högt tryck (200°C och 1200 MPa).

Ansökan

Röd fosfor används vid tillverkning av tändstickor (se bild). Det är en del av blandningen som appliceras på tändsticksaskens sidoyta. Huvudkomponenten i tändstickshuvudet är Berthollet salt KClO3. På grund av tändstickshuvudets friktion mot smörjmedlet antänds fosforpartiklarna i luften. Som ett resultat av oxidationsreaktionen av fosfor frigörs värme, vilket leder till nedbrytning av Bertholletsalt.

KClO3 KCl+.

Det resulterande syret hjälper till att tända tändstickshuvudet.

Fosfor används i metallurgi. Det används för att producera ledare och är en komponent i vissa metalliska material, såsom tennbrons.

Fosfor används också vid framställning av fosforsyra och bekämpningsmedel (diklorvos, klorofos, etc.).

Vit fosfor används för att skapa rökskärmar, eftersom dess förbränning ger vit rök.

KapitelII. Fosforföreningar

2.1 Oxider

Fosfor bildar flera oxider. De viktigaste av dem är fosforoxid (V) P4O10 och fosforoxid (III) P4O6. Ofta skrivs deras formler i en förenklad form - P2O5 och P2O3. Strukturen av dessa oxider bibehåller det tetraedriska arrangemanget av fosforatomer.

Fosfor(III)oxid P4O6 är en vaxartad kristallin massa som smälter vid 22,5°C och förvandlas till en färglös vätska. Giftig.

När det löses i kallt vatten bildas fosforsyra:

P4O6 + 6H2O = 4H3PO3,

och när man reagerar med alkalier - motsvarande salter (fosfiter).

Starkt reduktionsmedel. När det interagerar med syre oxideras det till P4O10.

Fosfor (III) oxid erhålls genom oxidation av vit fosfor i frånvaro av syre.

Fosfor (V) oxid P4O10 är ett vitt kristallint pulver. Sublimeringstemperatur 36°C. Den har flera modifieringar, varav en (den så kallade flyktiga) har sammansättningen P4O10. Kristallgittret för denna modifiering är sammansatt av P4O10-molekyler bundna tillsammans av svaga intermolekylära krafter, som lätt bryts vid upphettning. Därav flyktigheten hos denna sort. Andra modifieringar är polymera. De bildas av ändlösa lager av PO4-tetraedrar.

När P4O10 reagerar med vatten bildas fosforsyra:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Eftersom P4O10 är en sur oxid, reagerar P4O10 med basiska oxider och hydroxider.

Det bildas vid högtemperaturoxidation av fosfor i överskott av syre (torr luft).

På grund av sin exceptionella hygroskopicitet används fosfor(V)oxid i laboratorie- och industriteknik som tork- och dehydratiseringsmedel. I sin torkande effekt överträffar den alla andra ämnen. Kemiskt bundet vatten avlägsnas från vattenfri perklorsyra för att bilda dess anhydrid:

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

2.2 Syror och deras salter

a) Fosforsyra H3PO3. Vattenfri fosforsyra H3PO3 bildar kristaller med en densitet på 1,65 g/cm3, smältande vid 74°C.

Strukturformel:

.

När vattenfri H3PO3 värms upp inträffar en disproportioneringsreaktion (autooxidation-självreduktion):

4H3P03 = PH3 + 3H3P04.

Salter av fosforsyra - fosfiter. Till exempel K3PO3 (kaliumfosfit) eller Mg3(PO3)2 (magnesiumfosfit).

Fosforsyra H3PO3 erhålls genom att lösa fosfor (III) oxid i vatten eller hydrolys av fosfor (III) klorid PCl3:

RCI3 + 3H2O = H3P03 + 3HCl.

b) Fosforsyra (ortofosforsyra) H3PO4.

Vattenfri fosforsyra uppträder som lätta genomskinliga kristaller som diffunderar i luft vid rumstemperatur. Smältpunkt 42,35°C. Fosforsyra bildar lösningar av vilken koncentration som helst med vatten.

Fosforsyra har följande strukturformel:

.

Fosforsyra reagerar med metaller som finns i en serie standardelektrodpotentialer upp till väte, med basiska oxider, med baser och med salter av svaga syror.

I laboratoriet erhålls fosforsyra genom att oxidera fosfor med 30% salpetersyra:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3P04 + 5NO.

Inom industrin produceras fosforsyra på två sätt: extraktion och termisk. Extraktionsmetoden är baserad på behandling av krossade naturliga fosfater med svavelsyra:

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

Fosforsyran filtreras sedan och koncentreras genom indunstning.

Den termiska metoden består i att reducera naturliga fosfater till fri fosfor, följt av att bränna den till P4O10 och lösa den senare i vatten. Fosforsyra som produceras med denna metod kännetecknas av högre renhet och ökad koncentration (upp till 80 viktprocent).

Fosforsyra används för produktion av gödningsmedel, för framställning av reagenser, organiska ämnen och för att skapa skyddande beläggningar på metaller. Renad fosforsyra behövs för framställning av läkemedel och foderkoncentrat.

Fosforsyra är inte en stark syra. Som en tribasisk syra dissocierar den stegvis i en vattenlösning. Dissociation är lättare i det första skedet.

H3PO4 H++ (divätefosfatjon);

H++ (vätefosfatjon);

H++ (fosfatjon).

Total jonisk ekvation för dissociationen av fosforsyra:

H3PO4 3H++ .

Fosforsyra bildar tre serier av salter:

a) K3PO4, Ca3(PO4)2 – trisubstituerad eller fosfater;

b) K2HPO4, CaHPO4 – disubstituerade eller hydrofosfater;

c) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – monosubstituerade eller divätefosfater.

Monosubstituerade fosfater är sura, dibasiska fosfater är svagt alkaliska och tribasiska fosfater är alkaliska.

Alla alkalimetall- och ammoniumfosfater är lösliga i vatten. Av kalciumsalterna av fosforsyra är det bara kalciumdivätefosfat som löser sig i vatten. Kalciumvätefosfat och kalciumfosfat är lösliga i organiska syror.

När den värms upp förlorar fosforsyra först vatten - lösningsmedlet, sedan börjar uttorkning av fosforsyra och difosforsyra bildas:

2H3P04 = H4P2O7 + H2O.

En betydande del av fosforsyran omvandlas till difosforsyra vid en temperatur av cirka 260°C.

c) Fosforsyra (hypofosforsyra) H4P2O6.

.

H4P2O6 är en tetrabasisk syra med medelstyrka. Under lagring sönderfaller hypofosforsyra gradvis. När dess lösningar värms upp förvandlas den till H3PO4 och H3PO3.

Det bildas under långsam oxidation av H3PO3 i luft eller oxidation av vit fosfor i fuktig luft.

d) Hypofosforsyra (hypofosforsyra) H3PO2. Denna syra är monobasisk och stark. Hypofosforsyra har följande strukturformel:

.

Hypofosfiter - salter av hypofosforsyra - är vanligtvis mycket lösliga i vatten.

Hypofosfiter och H3PO2 är energetiska reduktionsmedel (särskilt i en sur miljö). Deras värdefulla egenskap är förmågan att reducera lösta salter av vissa metaller (Ni, Cu, etc.) till fri metall:

2Ni2++ + 2H2O → Ni0+ +6H+.

Hypofosforsyra erhålls genom att sönderdela kalcium- eller bariumhypofosfiter med svavelsyra:

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = 2H3PO2 + BaSO4↓.

Hypofosfiter bildas genom att koka vit fosfor i suspensioner av kalcium- eller bariumhydroxider.

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

2.3 Fosfin

Fosfin PH3 - en förening av fosfor med väte - en färglös gas med en skarp, obehaglig vitlökslukt, mycket löslig i vatten (reagerar inte kemiskt med den) och är mycket giftig. I luften antänds ren och torr fosfin vid uppvärmning över 100-140°C. Om fosfin innehåller föroreningar av difosfin P2H4, antänds det spontant i luften.

När fosfin interagerar med vissa starka syror bildar fosfoniumsalter, till exempel:

PH3 + HCl = PH4Cl (fosfoniumklorid).

Strukturen hos fosfoniumkatjonen [PH4]+ liknar strukturen hos ammonium+katjonen.

Vatten bryter ner fosfoniumsalter och bildar fosfin och vätehalogenid.

Fosfin kan erhållas genom att reagera fosfider med vatten:

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

Och en sista sak. När fosfor interagerar med metaller bildas salter - fosfider. Till exempel Ca3P2 (kalciumfosfid), Mg3P2 (magnesiumfosfid).

Kapitel III Fosforgödselmedel

Fosforföreningar, som kväve, genomgår ständigt omvandlingar i naturen - fosforcykeln förekommer i naturen. Växter utvinner fosfater ur marken och omvandlar dem till komplexa fosforhaltiga organiska ämnen. Dessa ämnen kommer in i djurkroppen med växtföda - bildandet av proteinämnen i nerv- och muskelvävnader, kalciumfosfater i ben, etc. Efter djurs och växters död sönderfaller fosforhaltiga föreningar under inverkan av mikroorganismer. Som ett resultat bildas fosfater. Således är cykeln som uttrycks av diagrammet avslutad:

P (levande organismer) P (jord).

Denna cykel avbryts när fosforföreningar avlägsnas från skörden. Bristen på fosfor i jorden fylls praktiskt taget inte på naturligt. Därför är det nödvändigt att applicera fosforgödselmedel.

Som du vet kan mineralgödsel vara enkla eller komplexa. Enkla gödselmedel inkluderar gödningsmedel som innehåller ett näringsämne. Komplexa gödselmedel innehåller flera näringsämnen.

Hur produceras fosfatgödselmedel i industrin? Naturliga fosfater löser sig inte i vatten och är dåligt lösliga i jordlösningar och absorberas dåligt av växter. Att förädla naturliga fosfater till vattenlösliga föreningar är en uppgift för den kemiska industrin. Innehållet av näringsämnet fosfor i gödselmedlet bedöms genom innehållet av fosforoxid (V) P2O5.

Huvudkomponenten i fosfatgödselmedel är kalciumdiväte eller vätefosfater. Fosfor är en del av många organiska föreningar i växter. Fosfornäring reglerar växternas tillväxt och utveckling. De vanligaste fosforgödselmedlen inkluderar:

1. Fosforitmjöl - fint vitt pulver. Innehåller 18-26% P2O5.

Den erhålls genom malning av fosforiter Ca3(PO4)2.

Fosforitmjöl kan endast absorberas på podzol- och torvjordar som innehåller organiska syror.

2. Enkelt superfosfat - grått finkornigt pulver. Innehåller upp till 20 % P2O5.

Det erhålls genom att reagera naturligt fosfat med svavelsyra:

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

superfosfat

I detta fall erhålls en blandning av salter Ca(H2PO4)2 och CaSO4, som absorberas väl av växter i vilken jord som helst.

3. Dubbel superfosfat (färg och utseende liknar enkel superfosfat).

Det erhålls genom att verka på naturligt fosfat med fosforsyra:

Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca(H2P04)2.

Jämfört med enkelt superfosfat innehåller det inte CaSO4 och är ett mycket mer koncentrerat gödningsmedel (innehåller upp till 50 % P2O5).

4. Fällning – innehåller 35-40 % P2O5.

Erhålls genom att neutralisera fosforsyra med en lösning av kalciumhydroxid:

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

Används på sura jordar.

5. Benmjöl. Det erhålls genom att bearbeta ben från husdjur och innehåller Ca3(PO4)2.

6. Ammophos är ett komplext gödselmedel som innehåller kväve (upp till 15 % K) och fosfor (upp till 58 % P2O5) i form av NH4H2PO4 och (NH4)2HPO4. Det erhålls genom att neutralisera fosforsyra med ammoniak.

Slutsats

Och avslutningsvis skulle jag vilja säga den biologiska betydelsen av fosfor. Fosfor är en integrerad del av vävnaderna hos människor, djur och växter. I människokroppen är det mesta av fosforn bundet till kalcium. För att bygga ett skelett behöver ett barn lika mycket fosfor som kalcium. Förutom ben, finns fosfor i nerv- och hjärnvävnader, blod och mjölk. Hos växter, som hos djur, är fosfor en del av proteiner.

Från fosfor som kommer in i människokroppen med mat, främst ägg, kött, mjölk och bröd, byggs ATP - adenosintrifosforsyra, som fungerar som en samlare och bärare av energi, såväl som nukleinsyror - DNA och RNA, som överför ärftliga egenskaper hos kroppen. ATP konsumeras mest intensivt i aktivt arbetande organ i kroppen: levern, musklerna och hjärnan. Det är inte för inte som den berömda mineralogen, en av grundarna av vetenskapen om geokemi, akademiker A. E. Fersman kallade fosfor "elementet av liv och tanke."

Som sagt finns fosfor i naturen i form av föreningar som finns i jord (eller lösta i naturliga vatten). Fosfor utvinns ur jorden av växter, och djur får fosfor från växtföda. Efter döden av växt- och djurorganismer återgår fosfor till jorden. Det är så fosforkretsloppet uppstår i naturen.

Bibliografi:

Akhmetov N.S. Kemi årskurs 9: lärobok. för allmänbildning lärobok anläggningar. – 2:a uppl. – M.: Utbildning, 1999. – 175 s.: ill.

Gabrielyan O.S. Kemi årskurs 9: lärobok. för allmänbildning lärobok anläggningar. – 4:e uppl. – M.: Bustard, 2001. – 224 s.: ill.

Gabrielyan O.S. Kemi årskurs 8-9: metod. ersättning. – 4:e uppl. – M.: Bustard, 2001. – 128 sid.

Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metoder för att lösa problem i kemi: lärobok. ersättning. – M.: Utbildning, 1989. – 176 s.: ill.

Kremenchugskaya M. Kemi: En skolbarns uppslagsbok. – M.: Filol. Society "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 sid.

Kritsman V.A. Läsebok om oorganisk kemi. – M.: Utbildning, 1986. – 273 sid.

Liknande abstrakt:

Arsenik (lat. Arsenicum), As, kemiskt element i grupp V i Mendeleevs periodiska system, atomnummer 33, atommassa 74,9216; stålgrå kristaller. Elementet består av en stabil isotop

Surgut State University Institutionen för kemi ABSTRAKT

Skogs-stäppjordar

kännetecknas av en humushalt på 1,78-2,46%.

Tjocka svarta jordar

innehåller 0,81-1,25 % humusmaterial.

Vanliga chernozems

innehåller 0,90-1,27% humusmaterial.

Utlakade chernozems

innehåller 1,10-1,43 % humusmaterial.

Mörka kastanjejordar innehåller

i humus 0,97-1,30%.

Roll i anläggningen

Biokemiska funktioner

Oxiderade fosforföreningar är nödvändiga för alla levande organismer. Inte en enda levande cell kan existera utan dem.

I växter finns fosfor i organiska och mineraliska föreningar. Samtidigt varierar innehållet av mineralföreningar från 5 till 15%, organiska föreningar - 85-95%. Mineralföreningar representeras av kalium-, kalcium-, ammonium- och magnesiumsalter av ortofosforsyra. Mineralfosfor från växter är ett reservämne, en reserv för syntes av fosforhaltiga organiska föreningar. Det ökar buffringskapaciteten hos cellsav, upprätthåller cellturgor och andra lika viktiga processer.

Organiska föreningar - nukleinsyror, adenosinfosfater, sockerfosfater, nukleoproteiner och fosfatoproteiner, fosfatider, fytin.

I första hand av betydelse för växtlivet är nukleinsyror (RNA och DNA) och adenosinfosfater (ATP och ADP). Dessa föreningar är involverade i många vitala processer i växtorganismen: proteinsyntes, energimetabolism, överföring av ärftliga egenskaper.

Nukleinsyror

Adenosinfosfater

Fosfors speciella roll i växtlivet är dess deltagande i växtcellens energiomsättning. Huvudrollen i denna process tillhör adenosinfosfater. De innehåller fosforsyrarester sammanlänkade med högenergibindningar. När de hydrolyseras kan de frigöra betydande mängder energi.

De representerar en slags energiackumulator, som levererar den efter behov för att utföra alla processer i cellen.

Det finns adenosinmonofosfat (AMP), adenosindifosfat (ADP) och adenosintrifosfat (ATP). Den senare överstiger avsevärt de två första i energireserver och har en ledande roll i energimetabolismen. Den består av adenin (en purinbas) och ett socker (ribos), samt tre fosforsyrarester. ATP-syntes sker i växter under andning.

Fosfatider

Fosfatider, eller fosfolipider, är estrar av glycerol, högmolekylära fettsyror och fosforsyra. De är en del av fosfolipidmembran och reglerar permeabiliteten hos cellulära organeller och plasmalemma för olika ämnen.

Cytoplasman hos alla växtceller innehåller lecitin, en medlem av fosfatidgruppen. Detta är ett derivat av diglyceridfosforsyra, en fettliknande substans som innehåller 1,37 %.

Sockerfosfater

Sockerfosfater, eller fosforestrar av sockerarter, finns i alla växtvävnader. Mer än ett dussin föreningar av denna typ är kända. De spelar en viktig roll i processerna för andning och fotosyntes i växter. Bildandet av sockerfosfater kallas fosforylering. Innehållet av sockerfosfater i växten, beroende på ålder och näringsförhållanden, varierar från 0,1 till 1,0 % av torrvikten.

Passa in

Fytin är ett kalcium-magnesiumsalt av inositolfosforsyra, innehållande 27,5 %. Det rankas först när det gäller innehåll i växter bland andra fosforhaltiga föreningar. Fytin finns i unga organ och vävnader hos växter, särskilt i frön, där det fungerar som reservämne och används av plantor under groningsprocessen.

Fosfors huvudfunktioner

Mest fosfor finns i reproduktionsorganen och unga delar av växter. Fosfor är ansvarig för att påskynda bildandet av växternas rotsystem. Huvudmängden fosfor förbrukas i de första faserna av utveckling och tillväxt. Fosforföreningar har förmågan att lätt flytta från gamla vävnader till unga och återanvändas (återvinnas).

Fosfor är ett av de ganska vanliga grundämnena; dess innehåll i jordskorpan är ca . På grund av sin lätta oxidation förekommer inte fosfor i fritt tillstånd i naturen.

Av de naturliga fosforföreningarna är den viktigaste kalciumortofosfat, som ibland bildar stora avlagringar i form av mineralen fosforit. I Sovjetunionen finns de rikaste avlagringarna av fosforiter i södra Kazakstan i Karataubergen. Mineralet apatit finns också ofta, innehållande, förutom, eller. Enorma avlagringar av apatit upptäcktes på tjugotalet av vårt århundrade på Kolahalvön.

Denna fyndighet är den största i världen sett till sina reserver.

Fosfor, liksom kväve, är nödvändigt för alla levande varelser, eftersom det ingår i vissa proteiner av både vegetabiliskt och animaliskt ursprung. I växter finns fosfor främst i fröproteiner, i djurorganismer - i mjölk, blod, hjärna och nervproteiner Dessutom finns stora mängder fosfor i benen hos ryggradsdjur, främst i form av föreningar och. I form av en sur rest av fosforsyra är fosfor en del av nukleinsyror - komplexa organiska polymerföreningar som finns i alla levande organismer. Dessa syror är direkt involverade i processerna för att överföra de ärftliga egenskaperna hos en levande cell.

Råvarorna för framställning av fosfor och dess föreningar är fosforiter och apatiter. Naturlig fosforit eller apatit krossas, blandas med sand och kol och värms upp i ugnar med elektrisk ström utan tillgång till luft.

För att förstå reaktionen som uppstår, föreställ dig kalciumfosfat som en förening av kalciumoxid med fosforanhydrid består huvudsakligen av kiseldioxid. Vid höga temperaturer tränger kiseldioxid undan fosforanhydrid och bildar, i kombination med kalciumoxid, ett lågsmältande kalciumsilikat, och fosforanhydrid reduceras med kol till fri fosfor:

Lägger vi till båda ekvationerna får vi:

Fosfor frigörs som ånga, som kondenserar i en behållare under vattnet.

Fosfor bildar flera allotropa modifieringar.

Vit fosfor erhålls i fast tillstånd genom att snabbt kyla fosforånga; dess densitet. I sin rena form är vit fosfor helt färglös och genomskinlig; den kommersiella produkten är vanligtvis gulaktig till färgen och liknar vax till utseendet. I kylan är vit fosfor skör, men vid högre temperaturer blir den mjuk och kan lätt skäras med en kniv.

I luften oxiderar vit fosfor mycket snabbt och lyser i mörker. Det är härifrån namnet "fosfor" kommer ifrån, som på grekiska betyder "ljusbärande". Även med låg uppvärmning, för vilken enkel friktion räcker, brinner fosfor och frigör en stor mängd värme. Fosfor kan också spontant antändas i luften på grund av att värme frigörs vid oxidation.

För att skydda vit fosfor från oxidation lagras den under vatten. Vit fosfor är olösligt i vatten; löser sig väl i koldisulfid.

Vit fosfor har ett molekylärt kristallgitter, vid vars noder det finns tetraedriska molekyler. Styrkan hos bindningarna mellan atomerna i dessa molekyler är relativt liten. Detta förklarar den höga kemiska aktiviteten hos vit fosfor.

Vit fosfor är ett starkt gift, även i små doser är det dödligt.

Om vit fosfor värms upp under lång tid utan tillgång till luft vid , då övergår det till en annan modifiering av fosfor, som har en rödviolett färg och kallas röd fosfor. Samma omvandling sker, men bara mycket långsamt, under påverkan av ljus.

Röd fosfor skiljer sig mycket i sina egenskaper från vit fosfor: den oxiderar mycket långsamt i luft, lyser inte i mörker, lyser endast när , löser sig inte i koldisulfid och är ogiftig. Densiteten av röd fosfor är . Den variabla densiteten beror på att röd fosfor består av flera former. Deras struktur är inte helt klarlagd, men det är känt att de är polymera ämnen.

Vid stark uppvärmning avdunstar (sublimerar) röd fosfor utan att smälta. När ångan kyls erhålls vit fosfor.

Svart fosfor bildas av vit fosfor när den värms upp till mycket högt tryck. Det ser ut som grafit, är fet vid beröring och tyngre än andra modifieringar; dess densitet är . Svart fosfor är en halvledare.

Användningen av fosfor är mycket varierande. En stor del av det går åt till tillverkning av tändstickor.

Röd fosfor används vid tillverkning av tändstickor; den finns i massan som appliceras på tändsticksasken. Huvudet på en tändsticka består av en blandning av brandfarliga ämnen med salt och föreningar som katalyserar nedbrytningen av salt, etc.)

Förutom tändstickstillverkning används fosfor i metallurgin. Det används för att producera vissa halvledare - galliumfosfid, indiumfosfid. Den läggs till andra halvledare i mycket små mängder som en nödvändig tillsats. Dessutom är det en beståndsdel av vissa metalliska material, såsom tennbrons.

När fosfor brinner bildas tjock vit rök; Därför används vit fosfor för att utrusta ammunition (artillerigranater, flygbomber etc.) avsedda att bilda rökskärmar.

En stor mängd fosfor används i produktionen av organofosforpreparat, som inkluderar mycket effektiva medel för att döda skadeinsekter.

Fri fosfor är extremt aktiv. Det interagerar direkt med många enkla ämnen och frigör en stor mängd värme. Fosfor förenas lättast med syre, sedan med halogener, svavel och många metaller, och i det senare fallet bildas fosfider, liknande nitrider - till exempel, etc. Alla dessa egenskaper är särskilt uttalade i vit fosfor; röd fosfor reagerar mindre energiskt, svart fosfor inträder i allmänhet i kemiska interaktioner med svårighet.

Planen:

Introduktion……………………………………………………………………………………….	3
Historien om utvecklingen av fosfor………………………………………………………………...	3
Naturliga föreningar och fosforproduktion…………………………………………...	4
Kemiska egenskaper………………………………………………………………	4
Allotropa förändringar………………………………………………………………...	5
en vit………………………………………………………………………………………..	6
b) röd………………………………………………………………………………………………..	7
c) svart……………………………………………………………………………………………….	7
Fosforoxider………………………………………………………………………………………………………	7
Ortofosforsyra………………………………………………………………………	9
Ortofosfater ………………………………………………………………………………………………….	11
Fosfor i människokroppen…………………………………………………………………..	11
Tändstickor……………………………………………………………………………….	12
Fosforgödselmedel………………………………………………………………………..	12
Slutsats………………………………………………………………………….	14
1. Värdet på fosfor…………………………………………………………………..	14
2. Applicering av fosfor………………………………………………………………………………………………	15
Bibliografi………………………………………………...	17

Introduktion

Den femte gruppen i det periodiska systemet innehåller två typiska grundämnen - kväve och fosfor - och undergrupper av arsenik och vanadin. Det finns en betydande skillnad i egenskaper mellan de första och andra typiska elementen.

I tillståndet av enkla ämnen är kväve en gas och fosfor är ett fast ämne. Dessa två ämnen fick ett brett spektrum av tillämpningar, även om när kväve först isolerades från luften ansågs det vara en skadlig gas, och en stor summa pengar kunde tjänas på försäljning av fosfor (fosfor värderades för sin förmåga att glöda in mörkret).

Historien om upptäckten av fosfor

Ironiskt nog har fosfor upptäckts flera gånger. Och varje gång vi fick det från... urin. Det finns referenser till att den arabiska alkemisten Alhild Behil (1100-talet) upptäckte fosfor genom att destillera urin blandat med lera, kalk och kol. Datumet för upptäckten av fosfor anses dock vara 1669. Amatöralkemisten Henning Brand från Hamburg, en konkurshandlare som drömde om att förbättra sina affärer med hjälp av alkemin, bearbetade en mängd olika produkter. Teoretiseringen om att fysiologiska produkter kan innehålla den "urmateria" som tros vara grunden för de vises sten, blev Brand intresserad av mänsklig urin.

Han samlade upp ungefär ett ton urin från soldatkaserner och indunstade det för att bilda en sirapsliknande vätska. Han destillerade denna vätska igen och fick en tung röd "urinolja", som destillerades för att bilda en fast återstod. Medan han värmde upp den senare, utan lufttillgång, märkte han bildandet av vit rök, som satte sig på kärlets väggar och lyste starkt i mörkret. Varumärket döpte ämnet han fick fosfor, vilket översatt från grekiska betyder "ljusbringare".

I flera år hölls "receptet för att förbereda" fosfor i strikt förtroende och var bara känt för ett fåtal alkemister. Fosfor upptäcktes för tredje gången av R. Boyle 1680.

I lätt modifierad form användes den urgamla metoden att framställa fosfor även på 1700-talet: en blandning av urin med blyoxid (PbO), bordssalt (NaCl), kaliumklorid (K 2 CO 3) och kol (C) uppvärmd. Först 1777 utvecklade K.V. Scheele en metod för att få fram fosfor från djurens horn och ben.

Naturliga föreningar och fosforproduktion

När det gäller överflöd i jordskorpan är fosfor före kväve, svavel och klor. Till skillnad från kväve förekommer fosfor, på grund av sin höga kemiska aktivitet, i naturen endast i form av föreningar. De viktigaste fosformineralerna är apatit Ca 5 X (PO 4) 3 (X - fluor, mer sällan klor och hydroxylgrupp) och fosforit, vars bas är Ca 3 (PO 4) 2. Den största apatitfyndigheten ligger på Kolahalvön, i regionen Khibinybergen. Fosforitavlagringar finns i Karataubergen, i Moskva, Kaluga, Bryansk-regionerna och andra platser. Fosfor är en del av vissa proteinämnen som finns i växternas generativa organ, i nerv- och benvävnader hos djur och människor. Hjärnceller är särskilt rika på fosfor.

Idag produceras fosfor i elektriska ugnar genom att reducera apatit med kol i närvaro av kiseldioxid:

Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C3CaSiO3 +5CO+P 2 .

Fosforånga vid denna temperatur består nästan uteslutande av P2-molekyler, som vid kylning kondenseras till P4-molekyler.

Kemiska egenskaper

Elektronisk konfiguration av fosforatomen

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

Det yttre elektronskiktet innehåller 5 elektroner. Närvaron av tre oparade elektroner vid den yttre energinivån förklarar att i det normala, oexciterade tillståndet är fosforvalensen 3.

Men på den tredje energinivån finns det tomma celler av d-orbitaler, därför, vid övergången till det exciterade tillståndet, kommer 3S-elektroner att separeras och flytta till d-subnivån, vilket leder till bildandet av 5 oparade element.

Således är valensen av fosfor i det exciterade tillståndet 5.

I föreningar uppvisar fosfor vanligtvis ett oxidationstillstånd på +5, mer sällan +3, -3.

1. Reaktioner med syre:

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

(med syrebrist: 4P 0 + 3O 2 2P 2 +3 O 3 )

2. Med halogener och svavel:

2P 0 + 3Cl 2  2P +3 Cl 3

P 0 + 5S P 2 +5 S 5

(fosforhalogenider bryts lätt ned av vatten, till exempel:

PCl3 + 3H2O  H3PO3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O  H 3 PO 4 + 5 HCl)

3. Med salpetersyra:

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

4. Bildar fosfider med metaller, i vilka fosfor uppvisar ett oxidationstillstånd av 3:

2P 0 + 3Mg  Mg 3 P 2 -3

(magnesiumfosfid sönderdelas lätt av vatten Mg 3 P 2 +6H 2 O 3Mg(OH) 2 +2PH 3 (fosfin))

3Li + P  Li 3 P -3

5. Med alkali:

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

I reaktioner (1,2,3) - fungerar fosfor som reduktionsmedel, i reaktion (4) - som oxidationsmedel; reaktion (5) - exempel på en reaktion disproportionering.

Fosfor kan vara både ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel.

Allotropa förändringar

I det fria tillståndet bildar fosfor flera allotropa modifieringar. Detta förklaras av det faktum att fosforatomer kan kopplas samman för att bilda kristallgitter av olika typer.
bord 1

Fysikaliska egenskaper hos fosfor

Allotropisk modifiering	Densitet,	t pl,	T bal,	Utseende och karakteristiska egenskaper
Vit	1,73	44,1	280,5	Vitt kristallint pulver, giftigt, antänds spontant i luft. Vid 280-300°C blir den röd
Röd	2,3	590	Sublimerar vid ca 400°C	Rött kristallint eller amorft pulver, giftfritt. Vid 220°C och 12  10 8 Pa blir det svart fosfor. Tänds endast i luften när den är tänd
Svart	2,7	När den värms upp förvandlas den till röd fosfor		Grafitliknande struktur. Under normala förhållanden - en halvledare, under tryck leder den elektrisk ström som metall

B Vit modifiering av fosfor, som härrör från kondensationen av ångor, har ett molekylärt kristallgitter, i vars noder P4-molekyler är belägna (Fig. 1). På grund av svagheten hos intermolekylära krafter är vit fosfor flyktig, smältbar, kan skäras med en kniv och löses i opolära lösningsmedel, såsom koldisulfid. Vit fosfor är ett mycket reaktivt ämne. Det reagerar kraftigt med syre, halogener, svavel och metaller. Oxidationen av fosfor i luften åtföljs av uppvärmning och glöd. Därför lagras vit fosfor under vatten, som den inte reagerar med. Vit fosfor är mycket giftigt.

Cirka 80 % av den totala produktionen av vit fosfor går till syntes av ren ortofosforsyra. Det används i sin tur för att producera natriumpolyfosfater (de används för att minska dricksvattnets hårdhet) och matfosfater. Den kvarvarande vita fosforn används för att skapa rökbildande ämnen och brandblandningar.

Säkerhetsåtgärder. Vid produktion av fosfor och dess föreningar krävs speciella försiktighetsåtgärder, eftersom vit fosfor är ett starkt gift. Långvarigt arbete i en atmosfär av vit fosfor kan leda till bensjukdom, tandlossning och nekros av käkområden. Vid antändning orsakar vit fosfor smärtsamma brännskador som inte läker under lång tid. Vit fosfor bör förvaras under vatten i slutna behållare. Brinnande fosfor släcks med koldioxid, CuSO 4-lösning eller sand. Bränd hud bör tvättas med en lösning av Km nO 4 eller CuSO 4 . Motgiften mot fosforförgiftning är en 2% CuSO 4-lösning.

P Vid långtidslagring, såväl som vid uppvärmning, blir vit fosfor i röd modifikation(det mottogs först 1847). Namnet röd fosfor hänvisar till flera modifieringar som skiljer sig i densitet och färg: det sträcker sig från orange till mörkrött och till och med lila. Alla sorter av röd fosfor är olösliga i organiska lösningsmedel, och jämfört med vit fosfor är de mindre reaktiva och har en polymerstruktur: dessa är P4-tetraedrar som är kopplade till varandra i ändlösa kedjor (fig. 2).

Röd fosfor används i metallurgi, tillverkning av halvledarmaterial och glödlampor, och används i tändstickstillverkning.

N Den mest stabila modifieringen av fosfor är svart fosfor. Det erhålls genom allotropisk omvandling av vit fosfor vid t=220°C och förhöjt tryck. Till utseendet liknar den grafit. Kristallstrukturen hos svart fosfor är skiktad, bestående av korrugerade skikt (Fig. 3). Svart fosfor är den minst aktiva modifieringen av fosfor. När den värms upp utan tillgång till luft förvandlas den, som röd, till ånga, från vilken den kondenserar till vit fosfor.

Fosfor(V)oxid

P2+5O5 Fosforsyraanhydrid (fosfor(V)oxid)

Vita kristaller, t 0 pl. = 570 0 C, t 0 koka. = 600 0 C,  = 2,7 g/cm 3. Har flera modifieringar. I ånga består den av P 4 H 10-molekyler, den är mycket hygroskopisk (används som torkmedel för gaser och vätskor).

Mottagande

4P + 5O 2  2P 2 O 5

Kemiska egenskaper

Alla kemiska egenskaper hos sura oxider: reagerar med vatten, basiska oxider och alkalier

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

P 2 O 5 + 2H 2 O  H 4 P 2 O 7 (pyrofosforsyra)

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

2) P 2 O 5 + 3BaO Ba 3 (P.O. 4 ) 2

Beroende på överskottet av alkali, bildar det medium och sura salter:

natriumvätefosfat

natriumdivätefosfat

På grund av sin exceptionella hygroskopicitet används fosfor(V)oxid i laboratorie- och industriteknik som tork- och dehydratiseringsmedel. I sin torkande effekt överträffar den alla andra ämnen. Kemiskt bundet vatten avlägsnas från vattenfri perklorsyra för att bilda dess anhydrid:

HANDLA OM fosforsyra. Flera syror som innehåller fosfor är kända. Den viktigaste av dem är ortofosforsyra H 3 PO 4 (Fig. 5).

Vattenfri ortofosforsyra är lätta genomskinliga kristaller som diffunderar i luft vid rumstemperatur. Smältpunkt 42,35 0 ​​C. Fosforsyra bildar lösningar av vilken koncentration som helst med vatten.

Ortofosforsyra motsvarar följande strukturformel:

R
I laboratoriet fosforsyra skaffa sig oxidation av fosfor med 30% salpetersyra:

4. Reagerar med baser och ammoniak; om syran tas i överskott, bildas sura salter:

natriumvätefosfat

natriumdivätefosfat

5. Reagerar med salter av svaga syror:

1. 
   När den värms upp förvandlas den gradvis till metafosforsyra:

bifosfor

syra

2. När den utsätts för en lösning av silver(I)nitrat uppstår en gul fällning:

gul

sediment

3. Ortofosforsyra spelar en viktig roll i djurs och växters liv. Dess rester är en del av adenosintrifosforsyra ATP.

När ATP bryts ner frigörs en stor mängd energi.

Ortofosfater. Fosforsyra bildar tre serier av salter. Om vi ​​betecknar metallatomer med bokstäverna Me, så kan vi generellt visa sammansättningen av dess salter (tabell 3).

Tabell 3

Kemiska formler för ortofosfater som innehåller metaller

envärd	tvåvärd	trivalent
	Ortofosfater Me 3 (PO 4) 2	Me 3 PO 4
	Hydroortofosfater	Jag 2 (NRO 4) 3
	Diväteortofosfater Me(H 2 PO 4) 2	Me(H 2 PO 4) 3

Istället för en envärd metall kan sammansättningen av ortofosfatmolekyler innefatta en ammoniumgrupp: (NH 4) 3 PO 4 - ammoniumortofosfat;

(NH4)2HPO4 - ammoniumväteortofosfat; NH 4 H 2 PO 4 – ammoniumdiväteortofosfat.

Kalcium- och ammoniumortofosfater och hydroortofosfater används i stor utsträckning som gödningsmedel, och natriumortofosfat och natriumväteortofosfat används för att fälla ut kalciumsalter från vatten.

Fosfor i människokroppen

I en människokropp som väger 70 kg. Innehåller ca 780 g fosfor. Fosfor finns i form av kalciumfosfater i människo- och djurben. Det är också en del av proteiner, fosfolipider och nukleinsyror; Fosforföreningar är involverade i energimetabolismen (adenesintrifosforsyra, ATP). Människokroppens dagliga behov av fosfor är 1,2 g Vi konsumerar huvudmängden av det med mjölk och bröd (100 g bröd innehåller cirka 200 mg fosfor). Fisk, bönor och vissa typer av ost är rikast på fosfor.

Intressant nog, för korrekt näring är det nödvändigt att upprätthålla en balans mellan mängden fosfor och kalcium som konsumeras: det optimala förhållandet i dessa matelement är 1,51. Överskott av fosforrika livsmedel leder till läckage av kalcium från ben, och med överskott av kalcium utvecklas urolithiasis.

Tändstickor

Den brinnande ytan på en tändsticksask är belagd med en blandning av röd fosfor och glaspulver. Tändstickshuvudets sammansättning inkluderar oxidationsmedel (PbO 2, KСlO 3, BaCrO 4) och reduktionsmedel (S, Sb 2 S 3). När friktion från tändytan antänds blandningen som appliceras på tändstickan:

De första fosfortändstickorna - med ett huvud av vit fosfor - skapades först 1827. Sådana tändstickor antändes när de gnides mot vilken yta som helst, vilket ofta ledde till bränder. Dessutom är vit fosfor mycket giftig. Fall av förgiftning med fosfortändstickor har beskrivits, både på grund av vårdslös hantering och i självmordssyfte: för detta räckte det med att äta några tändstickshuvuden. Det är därför fosfortändstickor ersattes av säkra, som tjänar oss troget än i dag. Industriell tillverkning av säkerhetständstickor började i Sverige på 60-talet. XIX århundradet.

Fosforgödselmedel

Mineralgödsel är en källa till olika näringsämnen för växter och markegenskaper, främst kväve, fosfor och kalium, och sedan kalcium, magnesium, svavel, järn.

Fosfor är en del av många organiska föreningar i växter. Fosfornäring reglerar växternas tillväxt och utveckling.

Råvarorna för framställning av fosfatgödsel, fosfor och alla fosforföreningar är apatit- och fosfatmalmer. Sammansättningen av apatiter uttrycks oftast med formeln Ca 5 (PO 4) 3 F (fluorapatit). Fosforiter skiljer sig från fluorapatiter genom att de istället för F - joner innehåller OH - eller
. Fosforiter innehåller vanligtvis fler föroreningar än fluorapatit.

I det förrevolutionära Ryssland var endast tunna avlagringar av fosforiter av låg kvalitet kända och utvecklade. Därför var en händelse av enorm nationell ekonomisk betydelse upptäckten av en apatitfyndighet på Kolahalvön i Khibinybergen på 1920-talet. Här har en stor bearbetningsanläggning byggts som separerar det brutna berget till ett koncentrat med hög fosforhalt och föroreningar - "nepheline tailings", som används för att producera aluminium, soda, kaliumklorid och cement.

Kraftfulla avlagringar av fosforiter har upptäckts i södra Kazakstan, i Karataubergen.

Det billigaste fosforgödselmedlet är finmalen fosforit - fosfatberg. Fosfor finns i det i form av vattenolösligt kalciumfosfat Ca 3 (PO 4) 2. Därför absorberas inte fosforer av alla växter och inte på alla jordar. Huvuddelen av utvunna fosformalmer bearbetas med kemiska metoder till ämnen som är tillgängliga för alla växter på vilken jord som helst. Dessa är vattenlösliga kalciumfosfater:

Dubbel superfosfat(färg och utseende liknar enkelt superfosfat - grått finkornigt pulver).

Det erhålls genom att verka på naturligt fosfat med fosforsyra:

Jämfört med enkelt superfosfat innehåller det inte CaSO 4 och är ett väsentligt koncentrerat gödselmedel (innehåller upp till 50 % P 2 O 5).

Fällning– innehåller 35-40 % P 2 O 5.

Erhålls genom att neutralisera fosforsyra med en lösning av kalciumhydroxid:

Används på sura jordar.

Ammophos – komplex gödsel som innehåller kväve (upp till 15 % N) och fosfor (upp till 58 % P 2 O 5) i form av NH 4 H 2 PO 4 och (NH 4) 2 HPO 4. Det erhålls genom att neutralisera fosforsyra med ammoniak.

Tidigare, i mer än 100 år, den sk enkelt superfosfat, som bildas genom verkan av svavelsyra på naturligt kalciumfosfat:

I detta fall reagerar relativt mindre svavelsyra med kalciumfosfat än när man producerar fosforsyra därifrån. Resultatet är en blandning av kalciumdivätefosfat och kalciumsulfat. Detta är ett gödselmedel med en massfraktion av P 2 O 5 som inte är högre än 20 %. Nu produceras enkelt superfosfat i relativt liten skala i tidigare byggda anläggningar.

Komplex komposition. Innehåller P, Ca, Si, C, Fe och andra grundämnen

Komplex

Ammophos



Ammofoska



Nitroammofos

Slutsats

1. 
   Fosforvärde

Fosforsyra är av stor betydelse som en av de viktigaste komponenterna i växtnäring. Fosfor används av växter för att bygga sina mest vitala delar - frön och frukter.

Derivat av ortofosforsyra är mycket nödvändiga inte bara för växter utan också för djur. Ben, tänder, skal, klor, nålar och ryggar i de flesta levande organismer består huvudsakligen av kalciumortofosfat. Dessutom deltar ortofosforsyra, som bildar olika föreningar med organiska ämnen, aktivt i en levande organisms metaboliska processer med miljön. Som ett resultat finns fosforderivat i ben, hjärna, blod, muskler och bindväv hos människor och djur. Det finns särskilt mycket ortofosforsyra i sammansättningen av nervceller (hjärna), vilket möjliggjorde A.E. Fersman 1, en berömd geokemist, kallade fosfor "tankens element." En minskning av innehållet av fosforföreningar i kosten eller deras införande i en svårsmält form har en mycket negativ effekt på kroppens tillstånd (djursjukdom med rakitis, anemi, etc.).

1. 
   Applicering av fosfor

Fosforsyra används för närvarande ganska brett. Dess huvudsakliga konsument är produktion av fosfat och kombinerade gödselmedel. För dessa ändamål bryts årligen cirka 100 miljoner ton fosforhaltig malm över hela världen Fosforgödselmedel bidrar inte bara till att öka produktiviteten hos olika jordbruksgrödor, utan ger också växter vinterhärdighet och motståndskraft mot andra ogynnsamma klimatförhållanden och skapar förutsättningar. för snabbare mognad av grödor i områden med kort växtsäsong. De har också en gynnsam effekt på jorden, främjar dess strukturering, utvecklingen av jordbakterier, förändrar lösligheten av andra ämnen som finns i jorden och undertrycker några av de skadliga organiska ämnen som bildas.

Livsmedelsindustrin förbrukar mycket ortofosforsyra. Faktum är att utspädd ortofosforsyra smakar mycket trevligt och dess små tillägg till marmelader, lemonad och sirap förbättrar deras smak avsevärt. Vissa salter av fosforsyra har också denna egenskap. Kalciumvätefosfater har till exempel länge ingått i bakpulver, vilket förbättrar smaken på bullar och bröd.

Andra industriella tillämpningar av ortofosforsyra är också intressanta. Till exempel märktes att impregnering av trä med själva syran och dess salter gör träet obrännbart. På grundval av detta produceras nu brandhämmande färger, obrännbara fosforträskivor, obrännbart fosfatskum och andra byggmaterial.

Olika salter av fosforsyra används i stor utsträckning inom många industrier, inom byggbranschen, inom olika teknikområden, inom allmännyttiga tjänster och i vardagen, för skydd mot strålning, för att mjuka upp vatten, bekämpa pannbeläggning och tillverkning av olika rengöringsmedel.

Fosforsyra, kondenserade syror och dehydratiserade fosfater fungerar som katalysatorer i processerna för dehydratisering, alkylering och polymerisation av kolväten.

Organofosforföreningar har en speciell plats som extraktionsmedel, mjukgörare, smörjmedel, pulvertillsatser och absorbenter i kylenheter. Salter av sura alkylfosfater används som ytaktiva ämnen, frostskyddsmedel, specialgödselmedel, latexantikoagulanter etc. Syraalkylfosfater används för extraktionsbearbetning av uranmalmlutar.

Lista över använd litteratur:

1. 
   F.G. Feldman, G.E.Rudzitis. KEMI. Lärobok för 9:e klass av allmänna läroanstalter. – M., 5:e upplagan, ENLIGHTENMENT, 1997.
2. 
   KEMI. Referensmaterial. Redigerad av Yu.D. Tretyakov, - M., EDUCATION, 1984.
3. 
   KEMI. Skolbarnshandbok, - M., 1995.
4. 
   KEMI. Encyklopedi för barn. Volym 17, AVANTA, 2000.
5. 
   Weser W.-J., Fosfor och dess föreningar, trans. från engelska, - M., 1963.
6. 
   Internet: http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/

1 Fersman Alexander Evgenievich, sovjetisk geokemist och mineralog, akademiker vid USSR Academy of Sciences (1919). Student av V.I. Vernadsky.