Fosfor in njegove spojine. Praktična uporaba fosforjevih spojin

Med biogeni elementi je treba dati posebno mesto fosforju. Navsezadnje, brez njega obstoj takšnih vitalnih spojin, kot so npr. ATP ali fosfolipidi, pa tudi mnogi drugi organska snov.

Fosfor: splošna značilnost elementa

Položaj v periodični tabeli je opisan v več točkah.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Tretje majhno obdobje.
3. Serijska številka je 15.
4. Atomska masa je 30.974.
5. Elektronska konfiguracija atoma 1s²2s²2p⁶3s²3p³.
6. Možne stopnje oksidacije od -3 do +5.
7. Kemični simbol je P, izgovorjava v formulah "pe." Ime elementa je fosfor. Latinsko ime je fosfor.

Zgodovina odkrivanja tega atoma je zakoreninjena v daljnjem XII. Stoletju. Že v evidencah alchemistov so bili podatki, ki kažejo na prejem neznane "žareče" snovi. Vendar je bilo leto 1669 uradni datum za sintezo in odkrivanje fosforja. Prodajalec stečajnega trgovca Brand v iskanju filozofskega kamna je po naključju sintetiziral snov, ki je sposobna proizvajati sij in pekoč občutek s svetlim zaslepljivim plamenom. To je storil z večkrat žganjem človeškega urina.

Po tem, neodvisno drug od drugega, s približno enakimi metodami je bil ta element pridobljen:

• I. Kunkel;
• R. Boyle;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Danes je eden od najbolj priljubljenih načinov sintetiziranja te snovi, da se pridobi iz ustreznih mineralov, ki vsebujejo fosfor, pri visokih temperaturah pod vplivom ogljikovega monoksida in silicijevega dioksida. Proces se izvaja v posebnih pečicah. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi za živa bitja in za številne sinteze v kemični industriji. Zato bi morali razmisliti o tem, kaj je dani element preprost in če je v naravi vsebovan.

Enostavno snov fosfor

Težko je navesti katero koli posebno spojino, kadar gre za fosfor. To je razloženo s številnimi alotropnimi spremembami, ki jih ima ta element. Obstajajo štiri glavne vrste preproste snovi fosforja.

1. Bela. To spojino, katere formulo P₄. To je bela hlapljiva snov z ostrim neugodnim vonjem česna. Samodejno vžge v zraku pri navadni temperaturi. Opečeni z žarečo svetlo zeleno lučjo. Zelo strupeno in nevarno za življenje. Kemična aktivnost je izredno visoka, zato jo dobimo in shranimo pod plastjo prečiščene vode. To je mogoče zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Najboljši za ta beli fosfor je primeren za ogljikov disulfid in organske snovi. Ko se segreje, lahko preide v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Ko kondenzacija in hlajenje hlapov omogočata oblikovanje šivov. Dotik je masten, mehak, enostavno rezan z nožem, belo (rahlo rumenkasto). Tališče 44⁰C. Zaradi svoje kemične aktivnosti se uporablja v sintezi. Ampak zaradi virulence nima široke industrijske uporabe.
2. Rumena. To je slabo prečiščena oblika belega fosforja. Je še bolj strupeno, neprijetno tudi vonj česna. Prižge in opeče s svetlim žarečim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali v vodi sploh niso topni, s popolno oksidacijo se oblaki belega dima oblikujejo s sestavo P₄O podjetju₁₀.
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejši in najpogosteje uporabljeni pri spremembi te snovi v industriji. Pasta podobna rdeča masa, ki lahko pod povečanim pritiskom prehaja v obliki vijoličnih kristalov, je kemično neaktivna. To je polimer, ki se lahko raztopi le v določenih kovinah in več v ničemer. Pri temperaturi 250⁰S sublimnim, obračanjem v belo modifikacijo. Ni tako strupeno kot prejšnje oblike. Vendar je dolgotrajna izpostavljenost telesu strupena. Uporablja se pri nanašanju vžigalne prevleke na škatlah. To je posledica dejstva, da se ne more spontano vžgati, ko pa eksplodira in eksplodira (zasveti).
4. Črno. Po zunanjih podatkih je zelo podoben grafit tudi masten na dotik. To je polprevodnik električnega toka. Temni kristali, sijoči, ki se pri vseh topilih ne morejo raztopiti. Da bi ga ujeli, so potrebne visoke temperature in prednapetost.

Tudi še pred kratkim je zanimiva odprta oblika fosforja, kovine. Je prevodnik in ima kubično kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

Kemijske lastnosti fosforja so odvisne od oblike, v kateri se nahaja. Kot smo že omenili, je najbolj aktivna rumena in bela sprememba. Fosfor na splošno deluje v:

• kovine, ki tvorijo fosfide in delujejo kot oksidant;
• ne-metali, ki delujejo kot reducent in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• močni oksidanti, ki prehajajo fosforna kislina;
• s koncentrirano kavstično bazo glede na vrsto nesorazmerja;
• z vodo pri zelo visoki temperaturi;
• s kisikom, da tvorijo različne okside.

Kemijske lastnosti fosforja so podobne kot dušik. ker je del skupine pnikotinov. Vendar pa je aktivnost zaradi več različnih alotropnih sprememb višja za več vrst.

Biti v naravi

Kot biogeni element je fosfor zelo pogost. Njegov odstotek v zemeljski skorji je 0,09%. To je precej velik kazalnik. Kje se ta atom pojavlja v naravi? Obstaja več glavnih mest, ki jih je treba omeniti:

• zeleni del rastlin, njihova semena in sadje;
• živalska tkiva (mišice, kosti, zobne sklenine, številne pomembne organske spojine);
• zemeljska skorja;
• tla;
• kamnine in minerali;
• morsko vodo.

Tako je mogoče govoriti le o povezanih oblikah, ne pa o preprosti snovi. Navsezadnje je zelo aktiven in to mu ne dovoljuje, da bi bil svoboden. Med minerali so najbogatejši v fosforju:

• Angleščina;
• fluoroapatit;
• svanbergit;
• fosforit in drugi.

Biološkega pomena tega elementa ni mogoče preceniti. Konec koncev je del takih spojin kot so:

• beljakovine;
• fosfolipidi;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteini;
• encimi.

To pomeni, da so vsi, ki so vitalni in iz katerih je celoten organizem zgrajen kot celota. Dnevna norma za normalno odraslo osebo je približno 2 grama.

Fosfor in njegove spojine

Kot zelo aktiven, ta element tvori vrsto različnih snovi. Navsezadnje tvori fosfide in deluje kot reducent. Zaradi tega je težko poimenovati element, ki bi bil inerten pri odzivanju z njim. In zato so formule fosfornih spojin zelo raznolike. Pripravite lahko več razredov snovi, v katerih je aktiven udeleženec.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapne vodikove spojine, sulfid, nitrid in drugi. Na primer: str₂O podjetju₅, PCL₃, P₂S₃, PH₃ in drugi.
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednja, kisla, osnovna, dvojna, kompleksna), kisline. Primer: H₃RO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca (H₂PO₄)₂, (NH₄)₂HPO₄ in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in drugi.

Večina določenih vrst snovi ima pomemben industrijski in biološki pomen. Uporaba fosforja in njegovih spojin je možna tako za medicinske namene kot tudi za proizvodnjo običajnih gospodinjskih predmetov.

Spojine s kovinami

Binarne fosforne spojine s kovinami in manj elektronegativnimi ne-metali imenujemo fosfidi. To so snovi, podobne soli, ki so izjemno nestabilne, če so izpostavljene različnim snovem. Hitro razkroj (hidroliza) povzroča tudi navadna voda.

Poleg tega se pod vplivom nekoncentriranih kislin pojavi tudi razkroj snovi v ustrezne proizvode. Na primer, če govorimo o hidrolizi kalcijevega fosfida, bodo proizvodi kovinski hidroksid in fosfin:

Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca (OH)₂ + 2PH₃↑

In z izpostavitvijo fosfida razgradnji pod delovanjem mineralne kisline dobimo ustrezno sol in fosfin:

Ca₃P₂ + 6HCL = 3CaCL₂ + 2PH₃↑

Na splošno je vrednost zadevnih spojin ravno tista, ki tvorita vodikov spojino fosforja, katere lastnosti so opisane spodaj.

Hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• beli fosfor;
• fosfin.

O prvem, ki smo ga že omenili, in rezultatih. Rekli so, da je v normalnih pogojih bel, debel dim, zelo strupen, neprijeten vonj in samovnetljiv.

Kaj je fosfin? To je najpogostejša in znana hlapna snov, ki vključuje obravnavani element. To je binarno, drugi udeleženec pa je vodik. Formula vodikovih spojin fosforja je PH₃, ime fosfina.

Lastnosti te snovi je mogoče opisati, kot sledi.

1. Hlapni brezbarvni plin.
2. Zelo strupeno.
3. Ima vonj pokvarjenih rib.
4. Z vodo ne deluje in se zelo slabo raztopi v njej. Zelo topna v organskih sestavinah.
5. V normalnih pogojih je zelo kemično aktiven.
6. Spontano vžge v zraku.
7. Nastane med razpadom kovinskih fosfidov.

Drugo ime je fosfan. S tem so povezane zgodbe iz najstarejših časov. Vse je v redu "lučne luči", ki jih ljudje včasih vidijo in vidijo na pokopališčih, močvirje. Kroglaste ali svetlobne svetilke, ki se pojavljajo tu in tam, ki ustvarjajo vtis gibanja, so se štele za slabo znamenje in zelo se bojijo sujevernih ljudi. Vzrok tega pojava je po sodobnih stališčih nekaterih znanstvenikov mogoče šteti za spontano zgorevanje fosfina, ki se naravno oblikuje z razgradnjo organskih ostankov rastlin in živali. Plin izstopi in se dotika kisika zraka, zasveti. Barva in velikost plamena sta lahko različni. Najpogosteje so to zelenkaste svetle luči.

Očitno so vse hlapne spojine fosforja strupene snovi, ki jih zlahka zaznamo z ostrim neprijetnim vonjem. Ta znak pomaga preprečiti zastrupitev in neprijetne posledice.

Spojine z nekovinami

Če se fosfor obnaša kot redukcijsko sredstvo, potem bi morali govoriti o binarnih spojinah z ne-metali. Najpogosteje so bolj elektronegativi. Tako lahko razlikujemo več vrst snovi te vrste:

• fosfor in žveplo - fosforjev sulfid P₂S₃;
• fosforjev klorid III, V;
• oksidi in anhidrid;
• bromida in jodida ter drugih.

Kemija fosforja in njegovih spojin je raznolika, zato je težko prepoznati najpomembnejše od njih. Če natančno govorimo o snoveh, ki tvorijo svoj fosfor in nemetale, so najpomembnejši oksidi in kloridi različnih sestavin. Uporabljajo se v kemični sintezi kot sredstva za dehidracijo, kot katalizatorje in tako naprej.

Tako je eden najvišjih možnih odtočnih sredstev najvišji fosforjev oksid - P₂O podjetju₅. Tako močno črpa vodo, da je z neposrednim stikom z njim prisotna nasilna reakcija z močno hrupno spremljavo. Sama snov je bela, snega podobna masa, bližje amorfnemu stanju v agregatnem stanju.

Kisik organske spojine s fosforjem

Znano je, da organska kemija s številom spojin daleč presega anorgansko kemijo. To je posledica pojava izomernosti in sposobnosti atomov ogljika, da tvorijo drugačno strukturo verige atomov, ki se zapirajo med seboj. Seveda obstaja določen red, to je klasifikacija, za katero velja vsa organska kemija. Razredi povezav so različni, vendar nas zanima ena oseba, ki je neposredno povezana z zadevnim elementom. To so spojine, ki vsebujejo kisik s fosforjem. Te vključujejo:

• koencimov - NADP, ATP, FMN, piridoksal fosfat in drugi;
• beljakovine;
• nukleinske kisline, ker je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• fosfolipidi in fosfoproteini;
• encimi in katalizatorji.

Vrsta ionov, v katerih fosfor sodeluje pri nastajanju molekule teh spojin, naslednji - PO₄^3-, to je kisli ostanek fosforne kisline. V sestavi nekaterih proteinov vstopi v obliki prostega atoma ali preprostega iona.

Za normalno vitalno aktivnost vsakega živega organizma je ta element in organske spojine, ki jih tvorijo, izredno pomembni in potrebni. Navsezadnje brez beljakovinskih molekul je nemogoče zgraditi strukturni del telesa. In DNA in RNA sta glavni nosilci in oddajniki dednih informacij. Na splošno morajo biti vse povezave prisotne brez neuspeha.

Uporaba fosforja v industriji

Uporaba fosforja in njegovih spojin v industriji je mogoče označiti v več točkah.

1. Uporablja se pri proizvodnji tekem, eksplozivov, vžigalnih bomb, določenih vrst goriva, maziv.
2. Kot absorber plinov, pa tudi pri proizvodnji žarnic.
3. Za zaščito kovin pred korozijo.
4. V kmetijstvu kot gnojilna tla.
5. Kot sredstvo za zmehčanje vode.
6. V kemičnih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

Vloga v živih organizmih se zmanjša na sodelovanje v procesih tvorbe zobne sklenine in kosti. Sodelovanje v reakcijah ana- in katabolizma ter ohranjanje pufra notranjega okolja celice in bioloških tekočin. Je osnova za sintezo DNA, RNA, fosfolipidov.