Fosfor består af et stof med densitet. Hvidt fosfor: egenskaber, opdagelseshistorie og anvendelse

Fosfor

FOSFOR-EN; m.[fra græsk phosphoros - lysende] Et kemisk grundstof (P), der spiller en vigtig rolle i dyrs og planters liv (findes i nogle mineraler, dyreknogler, dyre- og plantevæv). Rød f. Sort f. Fisk indeholder meget fosfor. F. er nødvendig for at styrke knoglerne. Hvid f.(brandfarligt og lys-i-mørke stof). Havet gløder, skinner af fosfor(gløder grønligt om natten på grund af overflod af mikroorganismer).

◁ Fosfor (se).

fosfor

(lat. Fosfor), kemisk grundstof af gruppe V i det periodiske system. Opkaldt fra græsk. phōsphóros - lysende. Danner flere modifikationer - hvidt fosfor (densitet 1,828 g/cm 3, t pl 44,14°C), rødt fosfor (densitet 2,31 g/cm3, t smp. 593°C), osv. Hvidt fosfor er selvantændende, lyser i mørke (deraf navnet) og giftigt; rød er mindre kemisk aktiv og giftig. Det udvindes fra apatitter og fosforitter. Hovedforbrugeren er landbruget (fosforgødning); bruges i tændstikproduktion, metallurgi (deoxidationsmiddel og komponent i nogle legeringer), i organisk syntese osv. Til stede i levende celler i form af orto- og pyrophosphorsyrer og deres derivater.

FOSFOR

PHOSPHOR (latin - Phosphos), P (læs "pe"), kemisk grundstof med atomnummer 15, atomvægt 30,973762. Placeret i gruppe VA i 3. periode i det periodiske system. Har en stabil nuklid 31 R. Ydre elektronlagskonfiguration 3 s 2 R 3 . I forbindelser udviser det oxidationstilstande fra -3 til +5. Valenser fra III til V. Den mest stabile oxidationstilstand i forbindelser er +5.
Radius for det neutrale atom P er 0,134 nm, ionernes radius er: P 3- 0,186 nm, P 3+ 0,044 nm (koordinationsnummer 6) og P 5+ - 0,017 nm (koordinationsnummer 4) og 0,038 nm koordinationsnummer 6). De sekventielle ioniseringsenergier af det neutrale P-atom er 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 og 65 eV. Elektronaffinitet 0,6 eV. Elektronegativitet ifølge Pauling (cm. PAULING Linus) 2.10. Ikke-metal.
Opdagelseshistorie
Den første til at opnå fosfor i fri tilstand var hamburger alkymisten H. Brand i 1669 (der er oplysninger om, at et stof med lignende egenskaber blev opnået i det 12. århundrede af den arabiske alkymist Behil). På jagt efter de vises sten (cm. ELIXIR) han kalcinerede den tørre rest fra urinens fordampning med flodsand og trækul i et lukket kar. Efter kalcinering begyndte beholderen med reagenserne at lyse i mørke med hvidt lys (dette var fosfor, reduceret fra dets forbindelser indeholdt i urinen).
I 1680 blev fosfor, der glødede i mørket (fra det græske "phosphoros" - lysende) opnået af englænderen R. Boyle. (cm. BOYLE Robert) I de efterfølgende år blev det konstateret, at fosfor ikke kun er indeholdt i urin, men også i hjernevæv og skeletknogler. Den enkleste metode til fremstilling af fosfor ved at kalcinere benaske med kul blev foreslået i 1771 af K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm). Fosfors elementære natur blev fastslået i slutningen af ​​det 18. århundrede af A. L. Lavoisier. (cm. LAVOISIER Antoine Laurent)
At være i naturen
Indholdet i jordskorpen er 0,105 vægtprocent, hvilket væsentligt overstiger indholdet af fx kvælstof (cm. NITROGEN). I havvand 0,07 mg/l. Fosfor findes ikke i fri form i naturen, men det er en del af 200 forskellige mineraler. De mest kendte er phosphorit (cm. FOSFORITTER) calcium Ca 3 (PO 4) 3, apatitter (cm. APATIT)(fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 3 CaF 2 eller Ca 5 (PO 4) 3 F), monazit (cm. MONAZIT), turkis (cm. TURKIS). Fosfor er en del af alle levende organismer.
Kvittering
Produktionen af ​​fosfor udføres ved dens elektrotermiske reduktion fra fosforitter og apatitter ved 1400-1600°C med koks i nærvær af silica:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Ca 5 (PO 4) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
De frigivne P4-dampe behandles derefter med overophedet vanddamp for at producere termisk fosforsyre H3PO4:
P4 + 14H2O = 4H3P04 + 8H2
Når P4-damp desublimerer, dannes hvidt fosfor. Det forarbejdes til rødt fosfor ved opvarmning uden adgang af luft til en temperatur på 200-300°C i reaktorer udstyret med en skruekværn af reaktionsmassen.
Funktioner af strukturen af ​​allotropiske modifikationer og deres fysiske egenskaber
Elementært fosfor findes i flere allotropiske modifikationer, hvoraf de vigtigste er: hvid (phosphor III), rød (phosphor II) og sort (phosphor I).
Hvidt fosfor er et voksagtigt, gennemsigtigt stof med en karakteristisk lugt. Består af tetraedriske P4-molekyler, der kan rotere frit. Hvidt fosfor har et kubisk krystalgitter af molekylær type, celleparameter EN= 1,851 nm. Densitet 1,828 kg/dm3. Smeltepunkt 44,14°C, kogepunkt 287°C. Der er to former for hvidt fosfor: a-modifikationen, med et kubisk krystalgitter, ved –76,9°C omdannes til b-modifikationen, hvis krystalgitter ikke er etableret, og der er ingen fri rotation af P4-molekyler. Dielektrisk. Opløses i ethylalkohol, benzen, kulstofdisulfid CS 2.
Ved at opvarme hvidt fosfor uden luftadgang til 250-300°C opnås rødt fosfor. Urenheder af natrium, jod og selen og UV-stråler fremskynder overgangen af ​​en modifikation til en anden.
Rødt fosfor er amorft og spænder i farve fra skarlagen til mørkebrun og violet. Der er flere krystallinske former med forskellige egenskaber. Krystallinsk rødt fosfor (Hittorf-phosphor) opnås ved at afkøle en opløsning af rødt fosfor i smeltet bly mættet ved en temperatur på 600°C. Det har et monoklinisk gitter, enhedscelleparametre EN= 1,02 nm, V= 0,936 nm, Med= 2,51 nm, vinkel b 118,8°. Densiteten af ​​rødt fosfor er 2,0-2,4 kg/dm3. Dielektrisk. Ved opvarmning fordamper rødt fosfor i form af P4-molekyler, hvis kondensering fører til dannelsen af ​​hvidt fosfor.
Når hvidt fosfor opvarmes til 200-220°C under et tryk på 1,2 GPa, dannes krystallinsk sort fosfor. Gitteret er konstrueret af fibrøse lag med et pyramideformet arrangement af atomer. Den mest stabile sort af sort fosfor har et orthorhombisk gitter, parametre EN= 0,3314 nm, V= 0,4376 nm, s = 1,0478 nm. Densiteten af ​​sort fosfor er 2,702 kg/dm3. Udvendigt ligner grafit; halvleder, diamagnetisk. Ved opvarmning til 560-580°C bliver det til rødt fosfor. Sort fosfor er inaktivt og svært at antænde.
Kemiske egenskaber
Fosfor i forbindelser er hovedsageligt kovalent. Fosfor har frie 3d orbitaler, hvilket fører til dannelsen af ​​donor-acceptor-bindinger. Hvidt fosfor er det mest aktive. Det oxideres i luften. Oxidation sker ved mekanismen af ​​kædereaktioner og er ledsaget af kemiluminescens. Når fosfor brænder i overskud af ilt, opnås P 2 O 5, som danner P 4 O 10-dimerer og P 8 O 20-tetramerer. Ved iltmangel opnås P 2 O 3. Selvantænder i luft på grund af den varme, der frigives under oxidation. Rødt fosfor oxiderer langsomt i luften og antændes ikke spontant. Sort fosfor oxiderer ikke i luften.
Fosfor(V)oxid er et surt oxid. Det reagerer med vand og frigiver en stor mængde varme. I dette tilfælde dannes først polymer metaphosphorsyre (HPO 3) n. Når det behandles med varmt vand, bliver det til tribasisk orthophosphorsyre med middel styrke H 3 PO 4:
P4010 + 2H20 = (NPO3) 4; (NPO3)4 + 4H2O = 4H3PO4
eller P2O5 + 3H2O = 2H3P04
Fosfor reagerer med halogener og frigiver en stor mængde varme. Med F, Cl, Br danner det trihalogenider og pentahalider, med I - kun triodid PI 3. Alle fosforhalogenider hydrolyseres let til orthophosphorsyre H 3 PO 4, phosphor H 3 PO 3 og hydrogenhalogenidsyrer:
PCl5 + 4H2O = H3P04 + 5HCl
PI3 + 3H2O = H3P03 + 3HI
Fosfortrihalogenider er en trihedrisk pyramide med halogenatomer i bunden og et fosforatom i spidsen. Pentahalogenidmolekylet består af to triedriske pyramider, der har et fælles ansigt. Phosphoroxyhalogenider POF 3, POCl 3 og POBr 3 blev opnået.
Med svovl danner fosfor sulfiderne P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10. Følgende phosphoroxysulfider er kendte: P2O3S2, P2O2S3, P4O4S3, P6O10S5, P4O4S3. Fosfor reagerer med Se og Te og danner forbindelser med Si og C (PC 3).
Reagerer ikke direkte med brint. Ved interaktion med en fortyndet opløsning af kaliumhydroxid KOH dannes gasformig phosphin PH 3:
4P + 3KON +3N 2 O = 3KN 2 RO 2 + RN 3
Diphosphin R2H4 dannes også som en urenhed. Begge fosfiner har en karakteristisk rådden fiskelugt.
Fosfin PH 3 har kemiske egenskaber svarende til ammoniak NH 3, men er mindre stabil.
Fosfor reagerer med metaller, når de smelter sammen. Med alkaliske jordarter danner det ioniske fosphider M 3 R 2, som nedbrydes ved kontakt med vand:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3 Mg(OH) 2 + 2PH 3,
Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
Med overgangsmetaller danner phosphor metallignende phosphider Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Fosfor er en del af uorganiske syrer. Dette er orthophosphorsyre H 3 PO 4 (dets salte er orthophosphater, monohydrogenphosphater, Na 2 HPO 4 og dihydrogenphosphater, Ca(H 2 PO 4) 2); metaphosphorsyre (HPO 3) n(dets salte er metaphosphater), monobasisk hypophosphorsyre H 3 PO 2 (dens salte er hypophosphiter, NaH 2 PO 2), dibasisk phosphorsyre H 3 PO 3 (dens salte er phosphiter, Na 2 HPO 3).
Fosfor er en del af organiske estere, alkoholer og syrer: phosphinsyre RRP(O)OH, phosphonsyre RH 2 PO 2 og phosphonsyre RP(O)(OH) 2, hvor R og R er organiske radikaler.
Ansøgning
Hvidt fosfor bruges til fremstilling af fosforsyre H 3 PO 4 (til fremstilling af fødevarefosfater og syntetiske rengøringsmidler). Det bruges til fremstilling af brand- og røgskaller og bomber.
Rødt fosfor bruges til fremstilling af mineralsk gødning og tændstikproduktion. Fosfor bruges til fremstilling af ikke-jernholdige metallegeringer som et deoxidationsmiddel og fungerer som et legeringsadditiv. Det bruges til fremstilling af bløde magnetiske legeringer og til fremstilling af halvlederphosphider. Fosforforbindelser tjener som udgangsmaterialer til fremstilling af lægemidler.
Indhold i kroppen
Fosfor er til stede i levende celler i form af ortho- og pyrophosphorsyrer og er en del af nukleotider, nukleinsyrer, fosfoproteiner, fosfolipider, coenzymer og enzymer. Menneskeknogler består af hydroxyapatit 3Ca 3 (PO 4) 3 · CaF 2. Sammensætningen af ​​tandemalje inkluderer fluorapatit. Leveren spiller hovedrollen i omdannelsen af ​​fosforforbindelser i kroppen af ​​mennesker og dyr. Omsætningen af ​​fosforforbindelser reguleres af hormoner og vitamin D. Menneskets daglige behov for fosfor er 1-2 g. Ved mangel på fosfor i kroppen udvikles forskellige knoglesygdomme.
Fysiologisk virkning
Fosforforbindelser er giftige. Den dødelige dosis af hvidt fosfor er 50-150 mg. Når hvidt fosfor kommer på huden, forårsager det alvorlige forbrændinger. De kemiske krigsmidler sarin, soman og tabun er fosforforbindelser. Akut fosforforgiftning viser sig ved en brændende fornemmelse i mund og mave, hovedpine, svaghed og opkastning. Efter 2-3 dage udvikles gulsot. Kroniske former er karakteriseret ved calciummetabolismeforstyrrelser og skader på det kardiovaskulære system og nervesystemet. Førstehjælp til akut forgiftning er maveskylning, afføringsmidler, rensende lavementer, intravenøse glukoseopløsninger. For hudforbrændinger skal du behandle de berørte områder med opløsninger af kobbersulfat eller sodavand. Den maksimalt tilladte koncentration for fosfordampe i luften er 0,03 mg/m3. Rødt fosforstøv trænger ind i lungerne og forårsager lungebetændelse.


encyklopædisk ordbog. 2009 .

Synonymer:

Se, hvad "fosfor" er i andre ordbøger:

    - (græsk, fra phos lys, og phoros bærende). En enkel krop, gullig i farven, brandfarlig og lysende i mørke. Ordbog over fremmede ord inkluderet i det russiske sprog. Chudinov A.N., 1910. FOSFOR græsk. phosphoros, fra phos, gen. efterår... ... Ordbog over fremmede ord i det russiske sprog

    FOSFOR- FOSFOR, kemisk. element (symbol P) med at. V. 31.02, tilhørende gruppe V og række 3 i Mendeleevs periodiske system (løbenummer 15). F. er udbredt i naturen, men kun i form af iltforbindelser: jorden indeholder det i form af salte... ... Great Medical Encyclopedia

    Fosfor- er et fast stof, blødt og plastisk i konsistensen, opnået ved behandling af naturlige fosfater blandet med sand og kulstof i en elektrisk ovn. Der er to hovedtyper af fosfor: a) hvidt fosfor,... ... Officiel terminologi

    - (symbol P), et kemisk grundstof i den femte gruppe i det periodiske system, først opdaget i 1669. Findes i form af FOSFAT i mineraler, hovedkilden til fosfor er APATIT. Dette element bruges til at fremstille FOSFORSYRE,... ... Videnskabelig og teknisk encyklopædisk ordbog

    - (Phosphor), P, kemisk grundstof af gruppe V i det periodiske system, atomnummer 15, atommasse 30,97376; ikke-metal hvid (gløder i luft, smeltepunkt 44,14°C), rød (smeltetemperatur 593°C) eller sort (smeltetemperatur 1000°C). Fosfor bruges i... ... Moderne encyklopædi

    - (lat. Phosphorus) P, kemisk grundstof i gruppe V i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 15, atommasse 30,97376. Navn fra græsk. lysende fosfor. Danner flere modifikationer Hvidt fosfor (densitet 1,828 g/cm³, smeltepunkt... ... Stor encyklopædisk ordbog

    Fosfor- (Phosphor), P, kemisk grundstof af gruppe V i det periodiske system, atomnummer 15, atommasse 30,97376; ikke-metal hvid (gløder i luft, smeltepunkt 44,14°C), rød (smeltepunkt 593°C) eller sort (smeltetemperatur 1000°C). Fosfor bruges i... ... Illustreret encyklopædisk ordbog

    fosfor- a, m. fosfor m. gr. phos lys + phoros bærer. Et almindeligt kemisk element, der spiller en vigtig rolle i dyrs og planters liv. Hvid, rød, sort fosfor. BAS 1. Der er naturlige og kunstigt fremstillede fosfor... Historisk ordbog over gallicisme af det russiske sprog

    P (lat. Phosphorus * a. phosphor; n. Phosphor; f. phosphor; i. fosforo), kemisk. grundstof i gruppe V er periodisk. Mendeleev system, at.sci. 15, kl. m. 30,97376. Naturligt fosfor er repræsenteret af en stabil isotop, 31P. Der er 6 kendte kunstarter... ... Geologisk encyklopædi

    FOSFOR, fosfor, mange. nej, mand (græsk phosphoros luminiferous) (kemisk). Et kemisk grundstof, et letantændeligt stof, der lyser i mørke, findes i nogle mineraler, i dyreknogler, i dyre- og plantevæv. Ushakovs forklarende ordbog

    Ipi Lucifer Prosphorus, Lucifer), dvs. lysbærer. Navnet på planeten Venus som morgenstjerne. Som aftenstjerne blev hun kaldt Hesperus eller Vesper og blev betragtet som søn af Astraeus og Eos, Hesperidernes far. (

Fosfor (fra det græske fosfor - lysende; lat. Fosfor) er et element i det periodiske system af kemiske elementer i det periodiske system, et af de mest almindelige elementer i jordskorpen, dets indhold er 0,08-0,09% af dens masse. Koncentrationen i havvand er 0,07 mg/l. Det findes ikke i fri tilstand på grund af dets høje kemiske aktivitet. Det danner omkring 190 mineraler, hvoraf de vigtigste er apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl, OH), phosphorit Ca 3 (PO 4) 2 og andre. Fosfor findes i alle dele af grønne planter, endnu mere i frugter og frø (se fosfolipider). Indeholdt i animalsk væv er det en del af proteiner og andre essentielle organiske forbindelser (ATP, DNA) og er et element i livet.

Historie

Fosfor blev opdaget af Hamborg alkymisten Hennig Brand i 1669. Som andre alkymister forsøgte Brand at finde de vises sten, men fik et lysende stof. Brand fokuserede på eksperimenter med menneskelig urin, fordi han mente, at den, da den var gylden i farven, kunne indeholde guld eller noget nyttigt til minedrift. I starten var hans metode først at lade urinen sidde i flere dage, indtil den ubehagelige lugt forsvandt, og derefter koge den, indtil den blev klistret. Ved at opvarme denne pasta til høje temperaturer og få bobler til at dukke op, håbede han, at når de kondenserede, ville de indeholde guld. Efter flere timers intens kogning opnåedes korn af et hvidt vokslignende stof, som brændte meget stærkt og også glitrede i mørket. Mærkenavnet dette stof phosphor mirabilis (latin for "mirakuløs lysbærer"). Brands opdagelse af fosfor var den første opdagelse af et nyt grundstof siden antikken.
Noget senere blev fosfor opnået af en anden tysk kemiker, Johann Kunkel.
Uanset Brand og Kunkel blev fosfor opnået af R. Boyle, som beskrev det i artiklen "Method of preparing phosphorus from human urine", dateret 14. oktober 1680 og offentliggjort i 1693.
En forbedret metode til fremstilling af fosfor blev udgivet i 1743 af Andreas Marggraf.
Der er beviser for, at arabiske alkymister var i stand til at opnå fosfor i det 12. århundrede.
Lavoisier beviste, at fosfor er et simpelt stof.

navnets oprindelse

I 1669 opnåede Henning Brand ved at opvarme en blanding af hvidt sand og fordampet urin et stof, der glødede i mørket, først kaldet "kold ild". Det sekundære navn "fosfor" kommer fra de græske ord "φῶς" - lys og "φέρω" - bære. I oldgræsk mytologi blev navnet Phosphorus (eller Eosphorus, oldgræsk Φωσφόρος) båret af Morgenstjernens vogter.

Kvittering

Fosfor opnås fra apatitter eller phosphoritter som et resultat af interaktion med koks og silica ved en temperatur på 1600 ° C:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P4 + 10CO + 6CaSiO 3.

De resulterende hvide fosfordampe kondenseres i en beholder under vand. I stedet for phosphoritter kan andre forbindelser reduceres, for eksempel metaphosphorsyre:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

Fysiske egenskaber

Elementært phosphor under normale betingelser repræsenterer adskillige stabile allotrope modifikationer; Spørgsmålet om fosforallotropi er komplekst og ikke fuldt løst. Normalt er der fire modifikationer af et simpelt stof - hvid, rød, sort og metallisk fosfor. Nogle gange kaldes de også de vigtigste allotropiske modifikationer, hvilket antyder, at alle de andre er en række af disse fire. Under normale forhold er der kun tre allotropiske modifikationer af fosfor, og under ultrahøjtryksforhold er der også en metallisk form. Alle modifikationer adskiller sig i farve, tæthed og andre fysiske egenskaber; Der er en mærkbar tendens til et kraftigt fald i kemisk aktivitet under overgangen fra hvidt til metallisk fosfor og en stigning i metalliske egenskaber.

Kemiske egenskaber

Den kemiske aktivitet af fosfor er meget højere end for nitrogen. Fosfors kemiske egenskaber er i vid udstrækning bestemt af dets allotropiske modifikation. Hvidt fosfor er meget aktivt; i overgangsprocessen til rødt og sort fosfor falder den kemiske aktivitet kraftigt. Hvidt fosfor lyser i mørke i luften; gløden skyldes oxidation af fosfordamp til lavere oxider.
I flydende og opløste tilstande, såvel som i dampe op til 800 ° C, består fosfor af P4-molekyler. Ved opvarmning til over 800 °C dissocierer molekylerne: P 4 = 2P 2. Ved temperaturer over 2000 °C nedbrydes molekyler til atomer.

Fosfor blev opdaget i 1669 af Hamborg-alkymisten Hennig Brand, som eksperimenterede med fordampning af menneskelig urin i et forsøg på at få fat i de vises sten. Stoffet dannet efter adskillige manipulationer viste sig at ligne voks, brændende usædvanligt lyst, med flimren. Det nye stof fik et navn phosphor mirabilis(fra latin mirakuløs ildbærer). Et par år senere blev fosfor opnået af Johann Kunkel, og også, uafhængigt af de to første videnskabsmænd, af R. Boylem.

Fosfor er et grundstof i gruppe XV i periode III i det periodiske system af kemiske grundstoffer D.I. Mendeleev, med atomnummer 15 og atommasse 30.974. Den accepterede betegnelse er R.

At være i naturen

Fosfor findes i havvand og jordskorpen hovedsageligt i form af mineraler, hvoraf der er omkring 190 (de vigtigste er apatit og fosforit). Det er en del af alle dele af grønne planter, proteiner og DNA.

Fosfor er et ikke-metal med høj kemisk aktivitet og findes praktisk talt aldrig i fri form. Der er fire kendte modifikationer af fosfor - rød, hvid, sort og metallisk.

Dagligt fosforbehov

For normal funktion skal den voksne krop modtage 1,0-2,0 g fosfor om dagen. For børn og unge er normen 1,5-2,5 g, for gravide og ammende kvinder stiger den til 3,0-3,8 g (kalorisator). Det daglige behov for fosfor stiger ved almindelig sportstræning og fysisk aktivitet.

De vigtigste leverandører af fosfor er fisk og skaldyr, hytteost, ost, nødder, bælgfrugter og korn. En tilstrækkelig mængde fosfor er indeholdt i både, og, bær, svampe og kød, og.

Tegn på fosformangel

En utilstrækkelig mængde fosfor i kroppen er karakteriseret ved træthed og svaghed og kan være ledsaget af tab af appetit og opmærksomhed, hyppige forkølelser, angst og en følelse af frygt.

Tegn på overskydende fosfor

Tegn på overskydende fosfor i kroppen er blødning og blødning, anæmi udvikler sig, og der opstår nyresten.

Fosfor sikrer normal vækst af kroppens knogler og tandvæv, holder dem i en sund tilstand, er også involveret i proteinsyntese og spiller en vigtig rolle i metabolismen af ​​fedt, proteiner og kulhydrater. Uden fosfor kan muskler ikke fungere, og mental aktivitet opstår ikke.

Fosforfordøjelighed

Når du tager mineralkomplekser, er det værd at huske den bedste balance mellem fosfor og (3:2), samt det faktum, at for store mængder bremser processen med fosforabsorption.

Fosfor er meget udbredt i industri og landbrug, primært på grund af dets brændbarhed. Det bruges til fremstilling af brændstof, tændstikker, sprængstoffer, fosfatgødning og beskyttelse af metaloverflader mod korrosion.

  • Betegnelse - P (fosfor);
  • Periode - III;
  • Gruppe - 15 (Va);
  • Atommasse - 30,973761;
  • Atomnummer - 15;
  • Atomradius = 128 pm;
  • Kovalent radius = 106 pm;
  • Elektronfordeling - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
  • smeltetemperatur = 44,14°C;
  • kogepunkt = 280°C;
  • Elektronegativitet (ifølge Pauling/ifølge Alpred og Rochow) = 2,19/2,06;
  • Oxidationstilstand: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
  • Densitet (antal) = 1,82 g/cm3 (hvidt fosfor);
  • Molært volumen = 17,0 cm3/mol.

Fosforforbindelser:

Fosfor (lysbringeren) blev først opnået af den arabiske alkymist Ahad Behil i det 12. århundrede. Af de europæiske videnskabsmænd var den første til at opdage fosfor tyskeren Hennig Brant i 1669, mens han udførte eksperimenter med menneskelig urin i et forsøg på at udvinde guld fra det (videnskabsmanden mente, at urinens gyldne farve var forårsaget af tilstedeværelsen af ​​guldpartikler ). Noget senere blev fosfor opnået af I. Kunkel og R. Boyle - sidstnævnte beskrev det i sin artikel "Method of preparing phosphor from human urine" (14. oktober 1680; værket blev udgivet i 1693). Lavoisier beviste senere, at fosfor er et simpelt stof.

Fosforindholdet i jordskorpen er 0,08 vægtprocent - dette er et af de mest almindelige kemiske grundstoffer på vores planet. På grund af sin høje aktivitet forekommer fosfor i fri tilstand ikke i naturen, men indgår i næsten 200 mineraler, hvoraf de mest almindelige er apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) og phosphorit Ca 3 (PO 4) 2.

Fosfor spiller en vigtig rolle i livet for dyr, planter og mennesker - det er en del af sådanne biologiske forbindelser som fosfolipider og er også til stede i proteiner og andre vigtige organiske forbindelser såsom DNA og ATP.

Ris. Strukturen af ​​fosforatomet.

Fosforatomet indeholder 15 elektroner og har en elektronisk konfiguration af det ydre valensniveau svarende til nitrogen (3s 2 3p 3), men fosfor har mindre udtalte ikke-metalliske egenskaber sammenlignet med nitrogen, hvilket forklares ved tilstedeværelsen af ​​et frit d-orbital, en større atomradius og lavere ioniseringsenergi.

Når det reagerer med andre kemiske grundstoffer, kan phosphoratomet udvise en oxidationstilstand fra +5 til -3 (den mest typiske oxidationstilstand er +5, resten er ret sjældne).

  • +5 - phosphoroxid P2O5 (V); phosphorsyre (H3P04); phosphater, halogenider, sulfider af phosphor V (salte af phosphorsyre);
  • +3 - P203 (III); phosphorsyre (H3PO3); phosphiter, halogenider, sulfider af phosphor III (salte af phosphorsyre);
  • 0 - P;
  • -3 - phosphin PH3; metalphosphider.

I fosforatomets jordtilstand (uexciteret) på det ydre energiniveau er der to parrede elektroner i s-underniveauet + 3 uparrede elektroner i p-orbitaler (d-orbitalen er fri). I den exciterede tilstand bevæger en elektron sig fra s-subniveauet til d-orbitalen, hvilket udvider fosforatomets valensevne.

Ris. Overgang af phosphoratomet til en exciteret tilstand.

P2

To fosforatomer kombineres og danner et P2-molekyle ved en temperatur på omkring 1000°C.

Ved lavere temperaturer findes fosfor i tetraatomiske P4-molekyler såvel som i mere stabile polymer-P∞-molekyler.

Allotropiske modifikationer af fosfor:

  • Hvidt fosfor- ekstremt giftig (den dødelige dosis af hvidt fosfor for en voksen er 0,05-0,15 g) voksagtigt stof med lugten af ​​hvidløg, farveløst, selvlysende i mørke (processen med langsom oxidation i P 4 O 6); den høje reaktivitet af hvidt fosfor forklares af svage P-P-bindinger (hvidt fosfor har et molekylært krystalgitter med formlen P 4, i hvilke knuder fosforatomer er placeret), som bryder ret let, som et resultat af hvilket hvidt fosfor, når den opvarmes eller under langtidsopbevaring, bliver til mere stabile polymermodifikationer: rød og sort fosfor. Af disse grunde opbevares hvidt fosfor uden adgang til luft under et lag renset vand eller i specielle inerte miljøer.
  • Gul fosfor- et brandfarligt, meget giftigt stof, opløses ikke i vand, oxiderer let i luft og antændes spontant, mens det brænder med en lysegrøn, blændende flamme med frigivelse af tyk hvid røg.
  • Rødt fosfor- et polymert, vanduopløseligt stof med en kompleks struktur, der har den mindste reaktivitet. Rødt fosfor er meget udbredt i industriel produktion, fordi det ikke er så giftigt. Da rødt fosfor i fri luft, der absorberer fugt, gradvist oxiderer til et hygroskopisk oxid ("fugtigt") og danner tyktflydende fosforsyre, opbevares rødt fosfor derfor i en hermetisk lukket beholder. I tilfælde af iblødsætning renses rødt fosfor for fosforsyrerester ved vask med vand, tørres derefter og bruges til det tilsigtede formål.
  • Sort fosfor- et fedtet grafitlignende stof med grå-sort farve, med halvlederegenskaber - den mest stabile modifikation af fosfor med gennemsnitlig reaktivitet.
  • Metallisk fosfor opnået fra sort fosfor under højt tryk. Metallisk fosfor leder elektricitet meget godt.

Kemiske egenskaber af fosfor

Af alle de allotrope modifikationer af fosfor er den mest aktive hvid fosfor (P 4). Ofte i ligningen for kemiske reaktioner skriver vi simpelthen P, ikke P4. Da fosfor ligesom nitrogen har mange varianter af oxidationstilstande, er det i nogle reaktioner et oxidationsmiddel, i andre er det et reduktionsmiddel, afhængig af de stoffer, som det interagerer med.

Oxidativt Fosfor udviser sine egenskaber i reaktioner med metaller, der opstår, når de opvarmes til dannelse af phosphider:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Fosfor er reduktionsmiddel i reaktioner:

  • med mere elektronegative ikke-metaller (ilt, svovl, halogener):
    • Fosfor (III) forbindelser dannes, når der er mangel på oxidationsmiddel
      4P + 3O2 = 2P2O3
    • fosforforbindelser (V) - med overskud: ilt (luft)
      4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
  • med halogener og svovl danner phosphor halogenider og sulfid af 3- eller 5-valent phosphor, afhængigt af forholdet mellem reagenser, der tages i mangel eller overskud:
    • 2P+3Cl 2 (uge) = 2 PCl 3 - phosphor (III) chlorid
    • 2P+3S(uge) = P2S3 - phosphor(III)sulfid
    • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - phosphorchlorid (V)
    • 2P+5S(g) = P2S5 - phosphorsulfid (V)
  • med koncentreret svovlsyre:
    2P+5H2SO4 = 2H3PO4+5SO2+2H2O
  • med koncentreret salpetersyre:
    P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
  • med fortyndet salpetersyre:
    3P+5HNO3 +2H20 = 3H3P04+5NO

Fosfor virker både som et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel i reaktioner misforhold med vandige opløsninger af alkalier, når de opvarmes, danner (undtagen phosphin) hypophosphiter (salte af hypophosphorsyre), hvori det udviser en ukarakteristisk oxidationstilstand på +1:
4P0+3KOH+3H2O = P-3H3+3KH2P+102

DU SKAL HUSK: phosphor reagerer ikke med andre syrer, bortset fra reaktionerne angivet ovenfor.

Produktion og anvendelse af fosfor

Fosfor fremstilles industrielt ved at reducere det med koks fra phosphoritter (fluorapatater), som omfatter calciumphosphat, ved at kalcinere dem i elektriske ovne ved en temperatur på 1600°C med tilsætning af kvartssand:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

I det første trin af reaktionen, under påvirkning af høj temperatur, fortrænger silicium (IV) oxid phosphor (V) oxid fra fosfatet:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Fosfor (V) oxid reduceres derefter med kul til frit fosfor:
P2O5 +5C = 2P+5CO.

Anvendelse af fosfor:

  • pesticider;
  • Tændstikker;
  • rengøringsmidler;
  • maling;
  • halvledere.

Meddelelsen om emnet "Brug af fosfor" vil kort fortælle dig, i hvilke områder fosfor bruges og hvorfor.

Anvendelser af fosfor

Fosfor er et kemisk grundstof, der er placeret i gruppe V i Mendeleevs periodiske system. Dens kemiske formel er R. Navnet på grundstoffet kommer fra det græske ord "phosphoros" og betyder "lysende". Der er ret meget af det i jordskorpen - 0,08-0,09% af den samlede masse af jordskorpen. Der er også fosfor i havvandet. Grundstoffet har høj kemisk aktivitet, så du vil ikke finde det i fri tilstand. Det er i stand til at danne 190 mineraler. Det kaldes også livets element, da det findes i dyrevæv, grønne planter, proteiner og så videre.

Anvendelse af fosfor i medicin

I dag opnås en klasse af potentielle terapeutiske midler, der behandler sygdomme i blødt væv og knogler ledsaget af calciummetabolismeforstyrrelser - biofosfonater - fra fosfor.

Hvert element har sit eget aktivitetsspektrum. De er resistente over for enzymatisk hydrolyse, har en affinitet til metalioner og danner uopløselige og opløselige chelataggregater og komplekser.

Den mest almindelige og anvendte er etidronat. Det er effektivt til forstyrrelser af calciummetabolisme i kroppen. Det bruges til progressiv myositis ossificans, Pagets sygdom, osteoporose, heterogen ossifikation og tumorosteolyse.

Anvendelse af fosfor i industrien

Fosforsyre er meget udbredt. Det bruges til produktion af kombineret gødning og fosfatgødning, som øger afgrødeudbyttet og giver planter modstandsdygtighed over for ugunstige klimatiske forhold og vinterhårdførhed. Derudover har gødning en fremragende effekt på jorden, fremmer strukturering, ændrer opløseligheden af ​​stoffer indeholdt i jorden, udvikling af jordbakterier og undertrykker dannelsen af ​​organiske skadelige stoffer.

Fosforsyre bruges også i fødevareindustrien. Det smager godt, og når det er fortyndet, tilsættes det til marmelade, limonade og sirupper for at forbedre smagen. Fosforsyresalte har lignende egenskaber. For eksempel er calciumhydrogenphosphater en komponent i bagepulver og forstærker smagen af ​​brød og rundstykker.

Fosforholdige træplader, brandhæmmende malinger og fosfat ikke-brændbart skum fremstilles på basis af orthophosphorsyre. Fosforsyresalte beskytter mod stråling, blødgør vand, fjerner kedelkalk og indgår i rengøringsmidler.

Organofosforforbindelser (blødgøringsmidler, ekstraktionsmidler, smøremidler, absorbenter) anvendes i køleanlæg og som tilsætningsstof til krudt. Alkylphosphater fungerer som overfladeaktive stoffer, frostvæske, specialgødning og latex antikoagulanter.

Tændstikker er lavet af rødt fosfor. Sammen med lim og knust glas påføres det på siderne af tændstikæsken. Zinkphosphid (Zn 3 P 2) bruges til at bekæmpe gnavere. Hvidt fosfor bruges til at producere brandbomber, røgproducerende granater, brikker, granater og røgskærme.

Brug af fosfor i hverdagen

I hverdagen er vi også omgivet af ting lavet af fosfor. For eksempel fade, figurer, vaser og lignende. Derudover er det et vigtigt element, der er en del af nukleinsyrer, proteiner og knoglevæv. Fosfor er et vigtigt element for muskel- og mental aktivitet. Har en gavnlig effekt på nyrer og hjerte. Det findes i brød, fisk, kød, ærter, bønner, perlebyg, havregryn og byg, kål, nødder, persille, gulerødder, spinat og hvidløg.

Vi håber, at rapporten om emnet "Brug af fosfor" hjalp dig med at forberede dig til lektionen. Du kan tilføje din historie om brugen af ​​fosfor ved at bruge kommentarformularen nedenfor.