P4 kjemi. Fosfor (P) er et nøkkelelement i organismens liv. Atom- og molekylmasse av fosfor

Fosfor er et viktig grunnstoff fra den femte gruppen i det periodiske systemet. De kjemiske egenskapene til fosfor avhenger av dets modifikasjon. Det mest aktive stoffet er hvitt fosfor, som oksiderer i luft. Fosfor har to valenser (III og V) og tre oksidasjonstilstander - +5, +3, -3.

Fosfor og forbindelser

Fosfor har tre allotropiske modifikasjoner, som er forskjellige i kjemiske og fysiske egenskaper:

• hvit;
• rød;
• svart.

Fosfor i kjemiske reaksjoner forstås oftest som hvitt fosfor (P4). Rødt fosfor reagerer under visse forhold. For eksempel reagerer den med vann ved oppvarming og under trykk. Svart fosfor er praktisk talt inert.

Ris. 1. Glødende hvitt fosfor.

Fosfor reagerer med enkle og komplekse stoffer og danner:

• fosfin;
• fosforsyre;
• fosfider;
• oksider

Fosfin (PH 3) er en dårlig løselig giftig gass, en analog av ammoniakk. I fravær av oksygen, når det oppvarmes, brytes det ned til enkle stoffer - fosfor og hydrogen.

Ris. 2. Fosfin.

Fosforsyre eller ortofosforsyre (H 3 PO 4) dannes når fosfor eller fosfor (V) oksid reagerer med vann.

Fosfider er salter dannet ved interaksjon med metaller eller ikke-metaller. De er ustabile og brytes lett ned når de utsettes for syrer eller vann.

Fosfor kan danne to oksider - P 2 O 3 og P 2 O 5.

H 3 PO 4 er en middels sterk syre som viser amfotere egenskaper når den interagerer med en sterk syre. Fosforsyre danner fosfater.

Kjemiske egenskaper

De viktigste kjemiske egenskapene til fosfor og dets forbindelser er beskrevet i tabellen.

Substans	Reaksjon	Egendommer	Ligningen
		Med overflødig O 2 danner det fosforoksid (V)	4P + 502 → 2P205; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
	Med metall	Er et oksidasjonsmiddel	3Mg + 2P → Mg 3P 2
	Med halogener og ikke-metaller	Reagerer ikke med hydrogen	2P + 3S → P 2S 3
			8P + 12H2O → 5PH3 + 3H3PO2
	Med syrer		2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
	Med alkalier		P 4 + 3NaOH + 3H 2 O → PH 3 + 3NaH 2 PO 2
		Brannfarlig i luft	PH 3 + 2O 2 → H 3 PO 4
	Med halogener og ikke-metaller		PH 3 + 2I 2 + 2H 2 O → H(PH 2 O 2) + 4HI
	Med syrer	Utviser reduksjonsmiddelegenskaper	PH 3 + 3H 2 SO 4 → H 2 (PHO 2) + 3SO 2 + 3H 2 O
	Med metaller	Med aktive metaller	2H 3 PO 4 + 3Ca → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2
		Med forbehold om dissosiasjon	H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H2PO 4 –
	Med alkalier	Danner sure eller alkaliske fosfater	H 3 PO 4 + 3 NaOH → Na 3 PO 4 + 3 H 2 O
	Med oksider		2H 3 PO 4 + 3K 2 O → 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
			2H 3 PO 4 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O + 3CO 2
	Med ammoniakk		H 3 PO 4 + 3NH 3 → (NH 4) 3 PO 4
	Med halogener og ikke-metaller		2P203 + 6Cl2 → 4PCl3O + O2; 2P 2 O 3 + 9S → P 4 S 6 + 3SO 2
		Reagerer sakte med kaldt vann og raskt med varmt vann	P 2 O 3 + 3 H 2 O → 2H 3 PO 3
	Med alkalier		P 2 O 3 + 4 NaOH → 2Na 2 HPO 3 + H 2 O
		Reagerer eksplosivt	2P2O5 + 6H2O → 4H3PO4
	Med syrer	Substitusjonsreaksjon	4HNO 3 + 2P 2 O 5 → 4HPO 3 + 2N 2 O 5
		Dann metallhydroksider og fosfin	Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
	Med syrer	Substitusjonsreaksjon	Ca 3 P 2 + 6 HCl → 3 CaCl 2 + 2PH 3

Ved oppvarming brytes fosforoksid ned. Dessuten danner P 2 O 3 rødt fosfor, og P 2 O 5 danner fosfor (III) oksid og oksygen.

Ris. 3. Rødt fosfor.

Bruk

Fosforforbindelser er mye brukt:

• Gjødsel og vaskemidler er hentet fra fosfater;
• fosforsyre brukes til å farge stoff;
• Fosfor (V) oksid tørker væsker og gasser.

Rødt fosfor brukes i produksjon av fyrstikker og eksplosiver.

Hva har vi lært?

Fosfor er et aktivt ikke-metall som reagerer med enkle og komplekse stoffer. Som et resultat av reaksjoner danner det oksider (III) og (V), fosfin, fosforsyre og fosfider. Fosforforbindelser reagerer med metaller, ikke-metaller, syrer, alkalier og vann. Fosfor og dets forbindelser brukes i industri og landbruk.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.7. Totalt mottatte vurderinger: 70.

Fosfor ble oppdaget i 1669 av Hamburg-alkymisten Hennig Brand, som eksperimenterte med fordampning av menneskelig urin i et forsøk på å få tak i de vises stein. Stoffet som ble dannet etter en rekke manipulasjoner viste seg å være lik voks, brennende uvanlig sterkt, med flimring. Det nye stoffet fikk et navn fosfor mirabilis(fra latin mirakuløs ildbærer). Noen år senere ble fosfor oppnådd av Johann Kunkel, og også, uavhengig av de to første forskerne, av R. Boylem.

Fosfor er et grunnstoff i gruppe XV i periode III i det periodiske systemet for kjemiske elementer D.I. Mendeleev, med atomnummer 15 og atommasse 30.974. Den aksepterte betegnelsen er R.

Å være i naturen

Fosfor finnes i sjøvann og jordskorpen hovedsakelig i form av mineraler, hvorav det er ca. 190 (de viktigste er apatitt og fosforitt). Det er en del av alle deler av grønne planter, proteiner og DNA.

Fosfor er et ikke-metall med høy kjemisk aktivitet og finnes praktisk talt aldri i fri form. Det er fire kjente modifikasjoner av fosfor - rød, hvit, svart og metallisk.

Daglig fosforbehov

For normal funksjon må den voksne kroppen få 1,0-2,0 g fosfor per dag. For barn og ungdom er normen 1,5-2,5 g, for gravide og ammende kvinner øker den til 3,0-3,8 g (kalorisator). Dagsbehovet for fosfor øker ved vanlig idrettstrening og fysisk aktivitet.

Hovedleverandørene av fosfor er fisk og sjømat, cottage cheese, ost, nøtter, belgfrukter og frokostblandinger. En tilstrekkelig mengde fosfor finnes i både, og, bær, sopp og kjøtt, og.

Tegn på fosformangel

En utilstrekkelig mengde fosfor i kroppen er preget av tretthet og svakhet, og kan være ledsaget av tap av appetitt og oppmerksomhet, hyppige forkjølelser, angst og en følelse av frykt.

Tegn på overflødig fosfor

Tegn på overflødig fosfor i kroppen er blødninger og blødninger, anemi utvikles og nyrestein oppstår.

Fosfor sikrer normal vekst av bein og tannvev i kroppen, opprettholder dem i en sunn tilstand, er også involvert i proteinsyntese og spiller en viktig rolle i metabolismen av fett, proteiner og karbohydrater. Uten fosfor kan ikke muskler fungere og mental aktivitet oppstår ikke.

Fosforfordøyelighet

Når du tar mineralkomplekser, er det verdt å huske den beste balansen mellom fosfor og (3:2), samt det faktum at for store mengder bremser prosessen med fosforabsorpsjon.

Fosfor er mye brukt i industri og landbruk, først og fremst på grunn av dets brennbarhet. Den brukes til produksjon av drivstoff, fyrstikker, eksplosiver, fosfatgjødsel og beskyttelse av metalloverflater mot korrosjon.

DEFINISJON

Fosfor danner flere allotropiske endringer: hvit, rød og svart fosfor.

Hvit, rød og svart fosfor

Hvitt fosfor er en av de allotropiske modifikasjonene av det kjemiske elementet fosfor (fig. 1). Den består av P4-molekyler. Metastabil, myk som voks ved romtemperatur (kuttet med kniv), sprø i kulde. Smelter og koker uten nedbrytning, flyktig ved lav varme, destillerer med vanndamp. Det oksiderer sakte i luft (kjedereaksjon som involverer radikaler, kjemiluminescens), og med lav oppvarming antennes det i nærvær av oksygen. Det løser seg godt i karbondisulfid, ammoniakk, svoveloksid (IV), dårlig i karbontetraklorid. Uløselig i vann, godt bevart under et lag med vann.

Ris. 1. Hvit fosfor. Utseende.

Rødt fosfor er den mest termodynamisk stabile allotropiske modifikasjonen av elementært fosfor. Under normale forhold er det et pulver i forskjellige nyanser (fra lilla-rød til fiolett) (fig. 2). Fargen bestemmes av produksjonsmetoden og graden av knusing av stoffet. Har en metallisk glans. Når den varmes opp, sublimerer den. Oksiderer i luft. Uløselig i vann og karbondisulfid. Den kjemiske aktiviteten til rødt fosfor er mye mindre enn for hvitt og svart fosfor. Det løses opp i smeltet bly, som fiolett fosfor (Hittorf-fosfor) krystalliserer fra. Når dampen av rødt fosfor avkjøles, får man hvitt fosfor.

Ris. 2. Rødt fosfor. Utseende.

Svart fosfor dannes av hvitt fosfor ved å varme det opp under høyt trykk ved 200-220 o C. I utseende ligner det grafitt, fettete å ta på. Tetthet - 2,7 g/cm3. Halvleder.

Kjemisk formel for fosfor

Den kjemiske formelen for hvitt fosfor er P4. Den viser at molekylet til dette stoffet inneholder fire fosforatomer (Ar = 31 amu). Ved å bruke den kjemiske formelen kan du beregne molekylvekten til hvitt fosfor:

Mr(P 4) = 2×Ar(P) = 4×31 = 124.

Rødt fosfor har formelen P n og er en polymer med en kompleks struktur.

Strukturell (grafisk) formel for fosfor

Den strukturelle (grafiske) formelen til fosfor er tydeligere. Den viser hvordan atomer er koblet til hverandre i et molekyl.

Strukturformelen til hvitt fosfor er:

Strukturformelen til den røde fosforpolymeren er:

Elektronisk formel

Den elektroniske formelen som viser fordelingen av elektroner i et atom etter energiundernivå er vist nedenfor:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Den viser også at fosfor tilhører elementene i p-familien, samt antall valenselektroner - det er 5 elektroner i det ytre energinivået (3s 2 3p 3).

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Bestem molekylformelen til et salt med en molar masse på mindre enn 300, der massefraksjonene av nitrogen, hydrogen, krom og oksygen er 11,11%; 3,17%; henholdsvis 41,27 % og 44,44 %.
Løsning	Massefraksjonen av element X i et molekyl med sammensetningen NX beregnes ved å bruke følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. La oss angi antall nitrogenatomer i molekylet med "x", antall hydrogenatomer med "y", antall kromatomer med "z" og antall oksygenatomer med "k". La oss finne de tilsvarende relative atommassene til grunnstoffene jern og oksygen (vi vil avrunde verdiene til de relative atommassene hentet fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tall). Ar(N) = 14; Ar(H) = 1; Ar(Cr) = 52; Ar(O) = 16. Vi deler det prosentvise innholdet av grunnstoffer i de tilsvarende relative atommassene. Dermed vil vi finne forholdet mellom antall atomer i molekylet til forbindelsen: x:y:z:k = m(N)/Ar(N): m(H)/Ar(H): m(Cr)/Ar(Cr): m(O)/Ar(O); x:y:z:k= 11.11/14:3.17/1:41.27/52: 44.44/16; x:y:z:k= 0,79: 3,17: 0,79: 2,78 = 1: 4: 1: 3,5 = 2: 8: 2: 7. Dette betyr at den enkleste formelen for forbindelsen av nitrogen, hydrogen, krom og oksygen er N 2 H 8 Cr 2 O 7 eller (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Dette er ammoniumdikromat.
Svar	(NH 4) 2 Cr 2 O 7

EKSEMPEL 2

Trening	Som et resultat av forbrenningen av en oksygenholdig organisk forbindelse i overskuddsluft, samles 1,584 g karbondioksid og 0,972 ml vann. Damptettheten til denne forbindelsen i luft er 1,5865. Utled den kjemiske formelen til en forbindelse hvis den inneholder to radikaler med samme navn.
Løsning	La oss tegne et diagram over forbrenningsreaksjonen til en organisk forbindelse, og betegne antallet karbon-, hydrogen- og oksygenatomer som henholdsvis "x", "y" og "z": C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. La oss bestemme massene til elementene som utgjør dette stoffet. Verdier av relative atommasser hentet fra det periodiske systemet til D.I. Mendeleev, rund til hele tall: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = /M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H20)×M(H) = ×M(H); m(H) =. La oss beregne de molare massene av karbondioksid og vann. Som kjent er molmassen til et molekyl lik summen av de relative atommassene til atomene som utgjør molekylet (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = /12 = 0,432 g; m(H) = = 0,108 g. Den molare massen til et organisk stoff kan bestemmes ved hjelp av lufttettheten: M stoff = M luft × D luft; M-stoff = 29 × 1,5862 = 46 g/mol. La oss finne antall karbon- og hydrogenatomer i forbindelsen: x:y = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H); x:y = 0,432/12:0,108/1; x:y = 0,036: 0,108 = 1:3. Dette betyr at den enkleste formelen for hydrokarbonradikalet til denne forbindelsen er CH 3 og en molar masse på 15 g/mol. Dette betyr at oksygen står for , noe som er umulig. Tar vi hensyn til tilstanden til problemet om to radikaler med samme navn 2×M(CH 3) = 2×15 = 30 g/mol, finner vi at oksygen står for , d.v.s. den organiske oksygenholdige forbindelsen har formen CH3-O-CH3. Dette er aceton (dimetylketon).
Svar	CH3-O-CH3

Han oppnådde stor suksess med å studere egenskapene til fosfor på begynnelsen av 70-tallet av 1700-tallet. den store franske kjemikeren Antoine Laurent Lavoisier. Ved å brenne fosfor med andre stoffer i et lukket luftvolum, beviste Lavoisier at fosfor er et uavhengig element, og luft har en kompleks sammensetning og består av minst to komponenter - oksygen og nitrogen. "På denne måten satte han for første gang på føttene all kjemi, som i sin flogistiske form sto på hodet." Slik skrev F. Engels om Lavoisiers verk i forordet til Kapitalens andre bind.

I 1799 beviste Dondonald at fosforforbindelser er nødvendige for normal utvikling av planter.

I 1839 var en annen engelskmann, Laws, den første som fikk tak i superfosfat – en fosforgjødsel som lett absorberes av planter.

I 1847 fikk den tyske kjemikeren Schrötter, som varmet opp hvitt fosfor uten tilgang til luft, en ny variant (allotrop modifikasjon) av grunnstoff nr. 15 - rødt fosfor, og allerede på 1900-tallet, i 1934, fikk den amerikanske fysikeren P. Bridgman, studerer påvirkningen av høyt trykk på forskjellige stoffer, isolert svart fosfor, lik grafitt. Dette er de viktigste milepælene i historien til element nr. 15. La oss nå spore hva som fulgte hver av disse oppdagelsene.

"I 1715 etablerte Gensing tilstedeværelsen av fosfor i hjernevev... I 1769 beviste Hahn at bein inneholder mye fosfor"

Fosfor er en analog av nitrogen. Selv om de fysiske og kjemiske egenskapene til disse grunnstoffene er svært forskjellige, har de også noe til felles, særlig det faktum at begge disse grunnstoffene er helt nødvendige for dyr og planter. Akademiker A.E. Fersman kalte fosfor "elementet av liv og tanke", og denne definisjonen kan neppe klassifiseres som litterær overdrivelse. Fosfor finnes i bokstavelig talt alle organer til grønne planter: stengler, røtter, blader, men mest av alt i frukt og frø. Planter samler opp fosfor og leverer det til dyr.

Hos dyr er fosfor konsentrert hovedsakelig i skjelettet, muskler og nervevev. Blant menneskelige matvarer er eggeplommen fra kyllingegg spesielt rik på fosfor.

Menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt ca. 1,5 kg element nr. 15. Av denne mengden er 1,4 kg i bein, ca. 130 g i muskler og 12 g i nerver og hjerne. Nesten alle de viktigste fysiologiske prosessene som forekommer i kroppen vår er assosiert med transformasjoner av organofosforstoffer. Fosfor finnes i bein hovedsakelig i form av kalsiumfosfat. Tannemalje er også en fosforforbindelse, som i sammensetning og krystallstruktur tilsvarer det viktigste fosformineralet, apatitt Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl).

Naturligvis, som alle viktige elementer, gjennomgår fosfor en syklus i naturen. Planter tar det fra jorda, og fra planter kommer dette elementet inn i kroppen til mennesker og dyr. Fosfor kommer tilbake til jorda med ekskrementer og når lik råtner. Fosforbakterier omdanner organisk fosfor til uorganiske forbindelser. Men per tidsenhet fjernes betydelig mer fosfor fra jorda enn det kommer inn i jorda. Verdens høsting fjerner nå årlig mer enn 3 millioner tonn fosfor fra åkrene.

Naturligvis, for å oppnå bærekraftige avlinger, må dette fosforet returneres til jorda, og derfor er det ikke overraskende at verdensproduksjonen av fosfatbergart nå er betydelig mer enn 100 millioner tonn per år.

"...Proust og Klaproth beviste at fosfor er vidt distribuert i jordskorpen, hovedsakelig i form av kalsiumfosfat"

I jordskorpen forekommer fosfor utelukkende i form av forbindelser. Dette er hovedsakelig lite løselige salter av ortofosforsyre; Kationet er oftest kalsiumion. Fosfor utgjør 0,08 % av vekten av jordskorpen. Når det gjelder prevalens, rangerer den på 13. plass blant alle elementer. Fosfor finnes i minst 190 mineraler, hvorav de viktigste er: fluorapatitt Ca 5 (PO 4) 3 F, hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4) 3 OH, fosforitt Ca 3 (PO 4) 2 med urenheter.

Mindre vanlige er vivianitt Fe 3 (PO 4) 2 *8H 2 O, monazitt (Ce, La)PO 4, amblygonitt LaAl(PO 4)F, triphylite Li(Fe, Mn)PO 4 og enda mer sjelden xenotime YPO 4 og torbernitt Cu (UO 2) 2 2 * 12H 2 O.

Fosformineraler er delt inn i primær og sekundær. Av de primære er apatitter spesielt vanlige, ofte funnet blant bergarter av magmatisk opprinnelse. Disse mineralene ble dannet under dannelsen av jordskorpen.

I motsetning til apatitter forekommer fosforitter blant bergarter av sedimentær opprinnelse, dannet som et resultat av levende veseners død. Dette er sekundære mineraler. Fosfor finnes i meteoritter i form av jern, kobolt og nikkelfosfider. Selvfølgelig finnes dette vanlige elementet også i sjøvann (6 * 10 -6%).

"Lavoisier beviste at fosfor er et uavhengig kjemisk grunnstoff ..."

Fosfor er et ikke-metall (det som tidligere ble kalt et metalloid) med middels aktivitet. Den ytre bane av fosforatomet inneholder fem elektroner, hvorav tre er uparrede. Derfor kan den vise valenser på 3-, 3+ og 5+.

For at fosfor skal vise valens 5+, er det nødvendig med en slags effekt på atomet, som vil gjøre de to parede elektronene i den siste bane til uparede. Fosfor kalles ofte et mangefasettert grunnstoff. Under forskjellige forhold oppfører den seg forskjellig, og viser enten oksidative eller reduserende egenskaper. Allsidigheten til fosfor inkluderer også dens evne til å eksistere i flere allotropiske modifikasjoner.

Den kanskje mest kjente modifikasjonen av element nr. 15 er voksaktig, hvit eller gul fosfor. Det var Brand som oppdaget det, og takket være dets egenskaper fikk elementet navnet sitt: på gresk betyr "fosfor" lysende, lysende. Det hvite fosformolekylet består av fire atomer arrangert i form av et tetraeder. Tetthet 1,83, smeltepunkt 44,1°C. Hvitt fosfor er giftig og oksiderer lett. Løselig i karbondisulfid, flytende ammoniakk og SO 2, benzen, eter. Nesten uløselig i vann.

Ved oppvarming uten tilgang til luft over 250°C, blir hvitt fosfor til rødt. Dette er allerede en polymer, men ikke en veldig ordnet struktur. Reaktiviteten til rødt fosfor er betydelig mindre enn for hvitt fosfor. Det lyser ikke i mørket, løses ikke opp i karbondisulfid og er ikke giftig. Dens tetthet er mye større, strukturen er finkrystallinsk.

Mindre kjent er andre, enda mer høymolekylære modifikasjoner av fosfor - fiolett, brun og svart, som skiller seg fra hverandre i molekylvekt og rekkefølge av makromolekyler. Svart fosfor, først oppnådd av P. Bridgman under høytrykksforhold (200 tusen atm ved en temperatur på 200°C), minner mer om grafitt enn hvitt eller rødt fosfor. Disse modifikasjonene er laboratorieeksotiske og, i motsetning til hvitt og rødt fosfor, har de ennå ikke funnet praktisk anvendelse.

Apropos anvendelser av elementært fosfor; Hovedforbrukerne er produksjon av fyrstikker, metallurgi og kjemisk produksjon. I den siste tiden ble en del av det resulterende elementære fosforet brukt på militære virksomheter; det ble brukt til å tilberede røyk og brennende komposisjoner.

Metallurger streber vanligvis etter å kvitte seg med fosforurenheter i metallet - det forverrer de mekaniske egenskapene, men noen ganger blir fosfor introdusert i legeringer med vilje. Dette gjøres når det er nødvendig for metallet å utvide seg litt når det størkner og nøyaktig innta omrisset av formen. Fosfor er også mye brukt i kjemi. En del av det brukes til fremstilling av fosforklorider som trengs i syntesen av visse organiske preparater; Produksjonsstadiet av elementært fosfor er også til stede i noen teknologiske ordninger for produksjon av konsentrert fosforgjødsel.

Nå om forbindelsene

• Fosforsyreanhydrid P 2 O 5 er et utmerket tørkemiddel som grådig absorberer vann fra luften og andre stoffer. P 2 O 5-innholdet er hovedkriteriet for verdien av all fosfatgjødsel.
• Fosforsyrer, først og fremst ortofosforsyre H 3 PO 4 , brukes i den grunnleggende kjemiske industrien. Salter av fosforsyrer er først og fremst fosforgjødsel (en spesiell diskusjon om dem) og alkalimetallfosfater som er nødvendige for produksjon av vaskemidler.
• Fosforhalogenider (hovedsakelig kloridene PCl 3 og PCl 5) brukes i den organiske synteseindustrien.
• Av forbindelsene av fosfor med hydrogen er den mest kjente fosfin PH3 - en svært giftig fargeløs gass med en hvitløkaktig lukt.
• Blant fosforforbindelser hører et spesielt sted til organofosforforbindelser. De fleste av dem har biologisk aktivitet. Derfor brukes noen organofosforforbindelser som medisiner, andre som skadedyrbekjempende midler.

En uavhengig klasse av stoffer besto av fosfonitrilklorider - forbindelser av fosfor med nitrogen og klor. Fosfonitrilkloridmonomeren er i stand til å polymerisere. Med økende molekylvekt endres egenskapene til stoffer i denne klassen, spesielt reduseres deres løselighet i organiske væsker merkbart. Når molekylvekten til polymeren når flere tusen, oppnås en gummilignende substans - den eneste gummien så langt som ikke inneholder karbon i det hele tatt. Ytterligere økning i molekylvekt fører til dannelse av harde plastlignende stoffer. "Karbonfri gummi" har betydelig varmebestandighet: den begynner å bryte ned først ved 350 °C.

"I 1839 var engelskmannlovene de første som fikk superfosfat - en fosforgjødsel som lett absorberes av planter." For at planter skal absorbere fosfor, må det være en del av en løselig forbindelse. For å oppnå disse forbindelsene blandes kalsiumfosfat og svovelsyre i slike forhold at for hvert gram molekyl fosfat er det to gram molekyler syre. Som et resultat av interaksjonen dannes sulfat og løselig kalsiumdihydrogenfosfat: Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 → 2CaSO 4 + Ca(H 2 PO 4) 2.

En blanding av disse to saltene er kjent som superfosfat. I denne blandingen er kalsiumsulfat fra agrokjemiens synspunkt ballast, men det er vanligvis ikke separert, siden denne operasjonen er kostbar og øker kostnadene for gjødsel betydelig. Enkelt superfosfat inneholder kun 14-20 % P 2 O 5. En mer konsentrert fosforgjødsel er dobbelt superfosfat. Det oppnås ved å reagere kalsiumfosfat med fosforsyre: Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 3Ca (H 2 PO 4) 2.

Dobbelt superfosfat inneholder 40-50 % P 2 O 5. Faktisk ville det være mer riktig å kalle det trippel: det er tre ganger rikere på fosfor enn enkelt superfosfat. Noen ganger brukes CaHPO 4 *H 2 O-utfelling som en fosforgjødsel, som oppnås ved å reagere fosforsyre med hydroksid eller kalsiumkarbonat. Denne gjødselen inneholder 30-35 % P 2 O 5.

Med de utforskede reservene av fosforråvarer i vårt land, så vel som i hele verden, er situasjonen ikke helt gunstig. Akademiker S.I. Volfkovich fra talerstolen til IX Mendeleev-kongressen for generell og anvendt kjemi sa: "Hvis råstoffbasen til nitrogenindustrien - lufthavet, vann og naturgass - ikke begrenser omfanget av nybygging og forekomstene Kaliumsalter som er undersøkt til dags dato sikrer utviklingen av produksjon av kaliumgjødsel i mer enn et årtusen, så vil reservene av innenlandske fosforråvarer som er studert til dags dato, med de planlagte store volumene, gjødselproduksjonen være nok i bare noen få tiår.»

Generelt er denne uttalelsen sann i dag, til tross for at omfanget av produksjonen av fosfatgjødsel har økt betydelig: i 1980 produserte USSR mer enn 30 millioner tonn fosfatgjødsel og 4,4 millioner tonn fosfatstein i 1965 var 8,04 og 3,24 millioner tonn, henholdsvis.

Fosfor er fortsatt det begrensende elementet i agrokjemi i dag, selv om det er muligheter for ytterligere utvidelse av produksjonen av fosfatgjødsel. Mye ekstra fosfor kan oppnås gjennom kompleks prosessering av mineralske råvarer, bunnsedimenter og mer detaljert geologisk leting. Følgelig har vi ingen spesielle grunner for pessimisme, spesielt siden Russland rangerer først i verden når det gjelder registrerte reserver av fosformalm. Likevel er det nødvendig å lete etter nye forekomster og utvikle metoder for å produsere fosfatgjødsel fra dårligere malmer. Nødvendig for fremtiden, fordi fosfor - "elementet av liv og tanke" - vil alltid være nødvendig for menneskeheten.

Fosfor og dets forbindelser

Introduksjon

Kapittel I. Fosfor som grunnstoff og som enkelt stoff

1.1. Fosfor i naturen

1.2. Fysiske egenskaper

1.3. Kjemiske egenskaper

1.4. Kvittering

1.5. applikasjon

Kapittel II. Fosforforbindelser

2.1. Oksider

2.2. Syrer og deres salter

2.3. Fosfin

Kapittel III. Fosforgjødsel

Konklusjon

Bibliografi

Introduksjon

Fosfor (lat. Fosfor) P er et kjemisk grunnstoff i gruppe V i det periodiske systemet til Mendeleev, atomnummer 15, atommasse 30,973762(4). La oss vurdere strukturen til fosforatomet. Det ytre energinivået til fosforatomet inneholder fem elektroner. Grafisk ser det slik ut:

1s 2 2s 2 2s 6 3s 2 3s 3 3d 0

I 1699 isolerte Hamburg-alkymisten H. Brand, på jakt etter en «vises stein» som visstnok var i stand til å gjøre uedle metaller om til gull, når de fordampet urin med kull og sand, et hvitt voksaktig stoff som kunne gløde.

Navnet "fosfor" kommer fra gresk. "phos" - lys og "phoros" - bærer. I Russland ble begrepet "fosfor" introdusert i 1746 av M.V. Lomonosov.

De viktigste fosforforbindelsene inkluderer oksider, syrer og deres salter (fosfater, dihydrogenfosfater, hydrogenfosfater, fosfider, fosfitter).

Det finnes mye fosforholdige stoffer i gjødsel. Slik gjødsel kalles fosforgjødsel.

Kapittel Jeg Fosfor som grunnstoff og som enkelt stoff

1.1 Fosfor i naturen

Fosfor er et av de vanlige grunnstoffene. Det totale innholdet i jordskorpen er ca. 0,08 %. På grunn av sin enkle oksidasjon forekommer fosfor i naturen bare i form av forbindelser. De viktigste fosformineralene er fosforitter og apatitter, av sistnevnte er den vanligste fluorapatitt 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2. Fosforitter er utbredt i Ural, Volga-regionen, Sibir, Kasakhstan, Estland og Hviterussland. De største forekomstene av apatitt er lokalisert på Kolahalvøya.

Fosfor er et nødvendig element for levende organismer. Det finnes i bein, muskler, hjernevev og nerver. ATP-molekyler er bygget av fosfor - adenosintrifosforsyre (ATP er en samler og bærer av energi). Den voksne menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt ca. 4,5 kg fosfor, hovedsakelig i kombinasjon med kalsium.

Fosfor finnes også i planter.

Naturlig fosfor består av kun én stabil isotop 31 R. I dag er seks radioaktive isotoper av fosfor kjent.

1.2 Fysiske egenskaper

Fosfor har flere allotropiske modifikasjoner - hvit, rød, svart, brun, fiolett fosfor, etc. De tre første av disse er de mest studerte.

Hvit fosfor- en fargeløs, gulaktig krystallinsk substans som lyser i mørket. Dens tetthet er 1,83 g/cm3. Uløselig i vann, løselig i karbondisulfid. Har en karakteristisk hvitløkslukt. Smeltepunkt 44°C, selvantennelsestemperatur 40°C. For å beskytte hvitt fosfor mot oksidasjon, lagres det under vann i mørket (i lyset forvandles det til rødt fosfor). I kulde er hvitt fosfor skjørt, ved temperaturer over 15°C blir det mykt og kan kuttes med en kniv.

Molekyler av hvitt fosfor har et krystallgitter, ved nodene som det er P 4-molekyler, formet som et tetraeder.

Hvert fosforatom er forbundet med tre σ-bindinger til de tre andre atomene.

Hvitt fosfor er giftig og forårsaker vanskelig å helbrede brannskader.

Rødt fosfor– et pulveraktig stoff med mørk rød farge, luktfri, løses ikke opp i vann og karbondisulfid og gløder ikke. Antennelsestemperatur 260°C, tetthet 2,3 g/cm 3 . Rødt fosfor er en blanding av flere allotropiske modifikasjoner som er forskjellige i farge (fra skarlagensrød til fiolett). Egenskapene til rødt fosfor avhenger av produksjonsbetingelsene. Ikke giftig.

Svart fosfor Det ser ut som grafitt, føles fett å ta på og har halvlederegenskaper. Tetthet 2,7 g/cm3.

Rødt og svart fosfor har et atomisk krystallgitter.

1.3 Kjemiske egenskaper

Fosfor er et ikke-metall. I forbindelser viser den vanligvis en oksidasjonstilstand på +5, sjeldnere – +3 og –3 (bare i fosfider).

Reaksjoner med hvitt fosfor er lettere enn med rødt fosfor.

I. Interaksjon med enkle stoffer.

1. Interaksjon med halogener:

2P + 3Cl 2 = 2 PCl 3 (fosfor (III) klorid),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (fosfor (V) klorid).

2. Interaksjon med ikke-metaller:

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

3. Interaksjon med metaller:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (kalsiumfosfid).

4. Interaksjon med oksygen:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (fosfor (V) oksid, fosforsyreanhydrid).

II. Interaksjon med komplekse stoffer.

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

1.4 Kvittering

Fosfor oppnås fra knuste fosforitter og apatitter, sistnevnte blandes med kull og sand og kalsineres i ovner ved 1500°C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Fosfor frigjøres i form av damp, som kondenserer i mottakeren under vann og danner hvitt fosfor.

Ved oppvarming til 250-300°C uten lufttilgang, blir hvitt fosfor til rødt.

Svart fosfor oppnås ved langvarig oppvarming av hvitt fosfor ved svært høyt trykk (200°C og 1200 MPa).

1.5 Søknad

Rødt fosfor brukes til fremstilling av fyrstikker (se bilde). Det er en del av blandingen som påføres sideoverflaten av fyrstikkesken. Hovedkomponenten i fyrstikkhodet er Berthollet salt KClO 3 . På grunn av fyrstikkhodets friksjon mot smøremiddelet, antennes fosforpartiklene i luften. Som et resultat av oksidasjonsreaksjonen av fosfor frigjøres varme, noe som fører til nedbrytning av Bertholletsalt.

KCl+.

Det resulterende oksygenet hjelper til med å tenne fyrstikkhodet.

Fosfor brukes i metallurgi. Den brukes til å produsere ledere og er en del av noen metalliske materialer, for eksempel tinnbronse.

Fosfor brukes også i produksjonen av fosforsyre og plantevernmidler (diklorvos, klorofos, etc.).

Hvitt fosfor brukes til å lage røykskjermer, siden forbrenningen produserer hvit røyk.

Kapittel II . Fosforforbindelser

2.1 Oksider

Fosfor danner flere oksider. De viktigste av dem er fosforoksid (V) P 4 O 10 og fosforoksid (III) P 4 O 6. Ofte er formlene deres skrevet i en forenklet form - P 2 O 5 og P 2 O 3. Strukturen til disse oksidene beholder det tetraedriske arrangementet av fosforatomer.

Fosforoksid(III) P 4 O 6 er en voksaktig krystallinsk masse som smelter ved 22,5 ° C og blir til en fargeløs væske. Giftig.

Når det oppløses i kaldt vann danner det fosforsyre:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

og når de reagerer med alkalier - de tilsvarende salter (fosfitter).

Sterkt reduksjonsmiddel. Når det interagerer med oksygen, oksideres det til P 4 O 10.

Fosfor (III) oksid oppnås ved oksidasjon av hvitt fosfor i fravær av oksygen.

Fosforoksid(V) P 4 O 10 – hvitt krystallinsk pulver. Sublimeringstemperatur 36°C. Den har flere modifikasjoner, hvorav en (den såkalte flyktige) har sammensetningen P 4 O 10. Krystallgitteret til denne modifikasjonen er sammensatt av P 4 O 10-molekyler forbundet med hverandre av svake intermolekylære krefter, som lett brytes ved oppvarming. Derav volatiliteten til denne varianten. Andre modifikasjoner er polymere. De er dannet av endeløse lag med PO 4 tetraedre.

Når P 4 O 10 interagerer med vann, dannes fosforsyre:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Som et surt oksid, reagerer P 4 O 10 med basiske oksider og hydroksyder.

Det dannes under høytemperaturoksidasjon av fosfor i overflødig oksygen (tørr luft).

På grunn av sin eksepsjonelle hygroskopisitet, brukes fosfor (V) oksid i laboratorie- og industriteknologi som et tørke- og dehydreringsmiddel. I sin tørkeeffekt overgår den alle andre stoffer. Kjemisk bundet vann fjernes fra vannfri perklorsyre for å danne dets anhydrid:

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

2.2 Syrer og deres salter

EN) Fosforsyre H3PO3. Vannfri fosforsyre H 3 PO 3 danner krystaller med en tetthet på 1,65 g/cm 3, som smelter ved 74°C.

Strukturformel:

.

Når vannfri H 3 PO 3 varmes opp, oppstår en disproporsjoneringsreaksjon (autooksidasjon-selvhelbredelse):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3 H 3 PO 4.

Fosforsyresalter - fosfitter. For eksempel K 3 PO 3 (kaliumfosfitt) eller Mg 3 (PO 3) 2 (magnesiumfosfitt).

Fosforsyre H 3 PO 3 oppnås ved å løse opp fosfor (III) oksid i vann eller hydrolyse av fosfor (III) klorid PCl 3:

RCl3 + 3H20 = H3PO3 + 3HCl.

b) Fosforsyre (ortofosforsyre) H3PO4.

Vannfri fosforsyre fremstår som lyse gjennomsiktige krystaller som diffunderer i luft ved romtemperatur. Smeltepunkt 42,35°C. Fosforsyre danner løsninger av enhver konsentrasjon med vann.