Fosfor pozostáva z látky s hustotou. Biely fosfor: vlastnosti, história objavu a aplikácie

Fosfor

FOSFOR-A; m.[z gréčtiny phōsphoros - svietiaci] Chemický prvok (P), ktorý hrá dôležitú úlohu v živote živočíchov a rastlín (nachádza sa v niektorých mineráloch, zvieracích kostiach, živočíšnych a rastlinných tkanivách). Červená f. Čierna f. Ryby obsahujú veľa fosforu. F. je potrebný na spevnenie kostí. Biela f.(horľavá a v tme svietiaca látka). More žiari, svieti fosforom(v noci svieti nazeleno kvôli množstvu mikroorganizmov).

◁ Fosfor (pozri).

fosfor

(lat. Phosphorus), chemický prvok V. skupiny periodickej sústavy. Pomenovaný z gréčtiny. phōsphóros - svietiaci. Tvorí niekoľko modifikácií - biely fosfor (hustota 1,828 g/cm 3, t pl 44,14°C), červený fosfor (hustota 2,31 g/cm3, t 593°C) atď. Biely fosfor je samozápalný, svieti v tme (odtiaľ názov) a je jedovatý; červená je menej chemicky aktívna a jedovatá. Ťaží sa z apatitov a fosforitov. Hlavným spotrebiteľom je poľnohospodárstvo (fosforové hnojivá); používa sa pri výrobe zápaliek, metalurgii (deoxidátor a zložka niektorých zliatin), v organickej syntéze a pod. V živých bunkách sa vyskytuje vo forme orto- a pyrofosforečných kyselín a ich derivátov.

FOSFOR

FOSFOR (lat. - Phoshopus), P (čítaj "pe"), chemický prvok s atómovým číslom 15, atómová hmotnosť 30,973762. Nachádza sa v skupine VA v 3. perióde periodickej tabuľky. Má jeden stabilný nuklid 31 R. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy 3 s 2 R 3 . V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy od –3 do +5. Valencie od III do V. Najstabilnejší oxidačný stav zlúčenín je +5.
Polomer neutrálneho atómu P je 0,134 nm, polomer iónov je: P 3- 0,186 nm, P 3+ 0,044 nm (koordinačné číslo 6) a P 5+ - 0,017 nm (koordinačné číslo 4) a 0,038 nm ( koordinačné číslo 6). Sekvenčné ionizačné energie neutrálneho atómu P sú 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 a 65 eV. Elektrónová afinita 0,6 eV. Elektronegativita podľa Paulinga (cm. PAULING Linus) 2.10. Nekovové.
História objavovania
Prvým, kto získal fosfor vo voľnom stave, bol v roku 1669 hamburský alchymista H. Brand (existuje informácia, že látku s podobnými vlastnosťami získal v 12. storočí arabský alchymista Behil). Pri hľadaní kameňa mudrcov (cm. ELIXÍR) suchý zvyšok z odparovania moču kalcinoval riečnym pieskom a dreveným uhlím v uzavretej nádobe. Po kalcinácii začala nádoba s činidlami svietiť v tme bielym svetlom (to bol fosfor, redukovaný z jeho zlúčenín obsiahnutých v moči).
V roku 1680 fosfor žiariaci v tme (z gréckeho „phosphoros“ - svietiaci) získal Angličan R. Boyle. (cm. BOYLE Robert) V ďalších rokoch sa zistilo, že fosfor je obsiahnutý nielen v moči, ale aj v mozgovom tkanive a kostiach kostry. Najjednoduchší spôsob výroby fosforu kalcináciou popola z kostí uhlím navrhol v roku 1771 K. Scheele. (cm. SCHEELE Karl Wilhelm). Elementárna povaha fosforu bola stanovená koncom 18. storočia A. L. Lavoisierom. (cm. LAVOISIER Antoine Laurent)
Byť v prírode
Obsah v zemskej kôre je 0,105 % hm., čo výrazne prevyšuje obsah napr. (cm. DUSÍK). V morskej vode 0,07 mg/l. Fosfor sa v prírode nenachádza vo voľnej forme, ale je súčasťou 200 rôznych minerálov. Najznámejšie sú fosforit (cm. FOSFORITY) vápnik Ca 3 (PO 4) 3, apatity (cm. APATIT)(fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 3 CaF 2, alebo Ca 5 (PO 4) 3 F), monazit (cm. MONAZIT), tyrkysová (cm. TYRKYSOVÁ). Fosfor je súčasťou všetkých živých organizmov.
Potvrdenie
Výroba fosforu sa uskutočňuje jeho elektrotermickou redukciou z fosforitov a apatitov pri 1400-1600°C koksom v prítomnosti oxidu kremičitého:
2Ca3 (P04)2 + 6Si02 + 10C = P4 + 6CaSi03 + 10CO
4Ca5 (PO4)3F +21Si02 +30C = 3P4 + 20CaSi03 + 30CO + SiF4
Uvoľnené pary P4 sa potom spracujú prehriatou vodnou parou za vzniku tepelnej kyseliny fosforečnej H3PO4:
P4 + 14H20 = 4H3P04 + 8H2
Pri desublimácii pary P4 vzniká biely fosfor. Spracováva sa na červený fosfor zahrievaním bez prístupu vzduchu pri teplote 200-300°C v reaktoroch vybavených závitovkovým drvičom reakčnej hmoty.
Vlastnosti štruktúry alotropných modifikácií a ich fyzikálne vlastnosti
Elementárny fosfor existuje v niekoľkých alotropných modifikáciách, z ktorých hlavné sú: biely (fosfor III), červený (fosfor II) a čierny (fosfor I).
Biely fosfor je voskovitá, priehľadná látka s charakteristickým zápachom. Pozostáva z tetraedrických molekúl P4, ktoré sa môžu voľne otáčať. Biely fosfor má kubickú kryštálovú mriežku molekulárneho typu, bunkový parameter A= 1,851 nm. Hustota 1,828 kg/dm3. Teplota topenia 44,14°C, teplota varu 287°C. Existujú dve formy bieleho fosforu: a-modifikácia s kubickou kryštálovou mriežkou sa pri –76,9°C transformuje na b-modifikáciu, ktorej kryštalická mriežka nie je vytvorená a molekuly P4 sa voľne otáčajú. Dielektrikum. Rozpúšťa sa v etylalkohole, benzéne, sírouhlíku CS 2.
Zahriatím bieleho fosforu bez prístupu vzduchu na 250-300°C sa získa červený fosfor. Nečistoty sodíka, jódu a selénu a UV lúče urýchľujú prechod jednej modifikácie na druhú.
Červený fosfor je amorfný, farba sa pohybuje od šarlátovej po tmavohnedú a fialovú. Existuje niekoľko kryštalických foriem s rôznymi vlastnosťami. Kryštalický červený fosfor (Hittorf phosphorus) sa získava ochladením roztoku červeného fosforu v roztavenom olove nasýtenom na teplotu 600°C. Má monoklinickú mriežku, parametre jednotkovej bunky A= 1,02 nm, V= 0,936 nm, s= 2,51 nm, uhol b 118,8°. Hustota červeného fosforu je 2,0-2,4 kg/dm3. Dielektrikum. Pri zahrievaní sa červený fosfor vyparuje vo forme molekúl P4, ktorých kondenzáciou dochádza k tvorbe bieleho fosforu.
Keď sa biely fosfor zahreje na 200-220°C pod tlakom 1,2 GPa, vznikne kryštalický čierny fosfor. Mriežka je konštruovaná z vláknitých vrstiev s pyramídovým usporiadaním atómov. Najstabilnejšia odroda čierneho fosforu má ortorombickú mriežku, parametre A= 0,3314 nm, V= 0,4376 nm, s = 1,0478 nm. Hustota čierneho fosforu je 2,702 kg/dm3. Vonkajšie podobné grafitu; polovodičové, diamagnetické. Pri zahriatí na 560-580°C sa mení na červený fosfor. Čierny fosfor je neaktívny a ťažko sa zapáli.
Chemické vlastnosti
Fosfor v zlúčeninách je hlavne kovalentný. Fosfor má voľné 3d orbitaly, čo vedie k vytvoreniu väzieb donor-akceptor. Najaktívnejší je biely fosfor. Na vzduchu oxiduje. Oxidácia prebieha mechanizmom reťazových reakcií a je sprevádzaná chemiluminiscenciou. Keď fosfor horí v nadbytku kyslíka, získava sa P 2 O 5, ktorý tvorí diméry P 4 O 10 a tetraméry P 8 O 20. Pri nedostatku kyslíka sa získava P203. Samovznietenie na vzduchu v dôsledku tepla uvoľneného počas oxidácie. Červený fosfor oxiduje na vzduchu pomaly a samovoľne sa nevznieti. Čierny fosfor na vzduchu neoxiduje.
Oxid fosforečný (V) je kyslý oxid. Reaguje s vodou a uvoľňuje veľké množstvo tepla. V tomto prípade sa najskôr vytvorí polymérna kyselina metafosforečná (HP03)n. Po spracovaní horúcou vodou sa mení na trojsýtnu kyselinu ortofosforečnú so strednou silou H 3 PO 4:
P4010 + 2H20 = (NP03) 4; (NP03)4 + 4H20 = 4H3P04
alebo P205 + 3H20 = 2H3P04
Fosfor reaguje s halogénmi, pričom sa uvoľňuje veľké množstvo tepla. S F, Cl, Br tvorí trihalogenidy a pentahalidy, s I - iba triodid PI 3. Všetky halogenidy fosforu sa ľahko hydrolyzujú na kyselinu ortofosforečnú H3PO4, fosforečný H3PO3 a halogenovodíkové kyseliny:
PCl5 + 4H20 = H3P04 + 5HCl
PI3 + 3H20 = H3P03 + 3HI
Halogenidy fosforu sú trojstenná pyramída s atómami halogénu na základni a atómom fosforu na vrchole. Molekula pentahalidu pozostáva z dvoch trojstenných pyramíd, ktoré majú spoločnú tvár. Získali sa oxyhalogenidy fosforu POF3, POCI3 a POBr3.
So sírou tvorí fosfor sulfidy P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10. Sú známe nasledujúce oxysulfidy fosforu: P203S2, P202S3, P404S3, P6010S5, P404S3. Fosfor reaguje so Se a Te a vytvára zlúčeniny so Si a C (PC 3).
Nereaguje priamo s vodíkom. Pri interakcii so zriedeným roztokom hydroxidu draselného KOH vzniká plynný fosfín PH 3:
4P + 3KON +3N 2 O = 3KN 2 RO 2 + RN 3
Ako nečistota vzniká aj difosfín R2H4. Oba fosfíny majú charakteristický zápach zhnitých rýb.
Fosfín PH 3 má chemické vlastnosti podobné amoniaku NH 3, ale je menej stabilný.
Fosfor pri roztavení reaguje s kovmi. S alkalickými zeminami tvorí iónové fosfidy M 3 R 2, ktoré sa pri kontakte s vodou rozkladajú:
Mg3P2 + 6H20 = 3Mg(OH)2 + 2PH3,
Ca3P2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2PH3
S prechodnými kovmi tvorí fosfor fosfidy podobné kovom Mn3P, FeP, Ni2P.
Fosfor je súčasťou anorganických kyselín. Ide o kyselinu ortofosforečnú H 3 PO 4 (jej soli sú ortofosforečnany, monohydrogenfosforečnany, Na 2 HPO 4 a dihydrogenfosforečnany, Ca(H 2 PO 4) 2); kyselina metafosforečná (HPO 3) n(jej soli sú metafosforečnany), kyselina jednosýtna fosfornatá H 3 PO 2 (jej soli sú fosfornany, NaH 2 PO 2), kyselina dvojsýtna fosforitá H 3 PO 3 (jej soli sú fosforitany, Na 2 HPO 3).
Fosfor je súčasťou organických esterov, alkoholov a kyselín: fosfínovej RRP(O)OH, fosfónovej RH 2 PO 2 a fosfónovej RP(O)(OH) 2, kde R a R sú organické radikály.
Aplikácia
Biely fosfor sa používa pri výrobe kyseliny fosforečnej H 3 PO 4 (na výrobu potravinárskych fosfátov a syntetických detergentov). Používa sa pri výrobe zápalných a dymových nábojov a bômb.
Červený fosfor sa používa pri výrobe minerálnych hnojív a zápaliek. Fosfor sa používa pri výrobe zliatin neželezných kovov ako deoxidačné činidlo a slúži ako legovacia prísada. Používa sa pri výrobe mäkkých magnetických zliatin a pri výrobe polovodičových fosfidov. Zlúčeniny fosforu slúžia ako východiskové materiály na výrobu liekov.
Obsah v tele
Fosfor je prítomný v živých bunkách vo forme orto- a pyrofosforečných kyselín a je súčasťou nukleotidov, nukleových kyselín, fosfoproteínov, fosfolipidov, koenzýmov a enzýmov. Ľudské kosti pozostávajú z hydroxyapatitu 3Ca 3 (PO 4) 3 · CaF 2. Zloženie zubnej skloviny zahŕňa fluorapatit. Pečeň hrá hlavnú úlohu pri premene zlúčenín fosforu v tele ľudí a zvierat. Metabolizmus zlúčenín fosforu je regulovaný hormónmi a vitamínom D. Denná potreba fosforu u človeka je 1-2 g. Pri nedostatku fosforu v organizme vznikajú rôzne ochorenia kostí.
Fyziologické pôsobenie
Zlúčeniny fosforu sú toxické. Smrteľná dávka bieleho fosforu je 50-150 mg. Keď sa biely fosfor dostane na pokožku, spôsobuje vážne popáleniny. Chemické bojové látky sarin, soman a tabun sú zlúčeniny fosforu. Akútna otrava fosforom sa prejavuje pálením v ústach a žalúdku, bolesťami hlavy, slabosťou, zvracaním. Po 2-3 dňoch sa vyvinie žltačka. Chronické formy sú charakterizované poruchami metabolizmu vápnika a poškodením kardiovaskulárneho a nervového systému. Prvá pomoc pri akútnej otrave je výplach žalúdka, laxatíva, čistiace klystíry, intravenózne roztoky glukózy. Pri popáleninách kože ošetrujte postihnuté miesta roztokmi síranu meďnatého alebo sódy. Maximálna prípustná koncentrácia pre pary fosforu vo vzduchu je 0,03 mg/m3. Prach červeného fosforu sa dostáva do pľúc a spôsobuje zápal pľúc.


encyklopedický slovník. 2009 .

Synonymá:

Pozrite sa, čo je „fosfor“ v iných slovníkoch:

    - (grécky, z phos svetlo a phoros nosenie). Jednoduché telo, žltkastej farby, horľavé a v tme svietiace. Slovník cudzích slov zahrnutých v ruskom jazyku. Chudinov A.N., 1910. FOSFOR grécky. fosfor, od phos, gen. padať...... Slovník cudzích slov ruského jazyka

    FOSFOR- FOSFORUS, chemický. prvok (symbol P) s at. V. 31.02, patriace do skupiny V a 3. riadku periodického systému Mendelejeva (poradové číslo 15). F. je v prírode rozšírený, ale len vo forme kyslíkatých zlúčenín: pôda ho obsahuje vo forme solí... ... Veľká lekárska encyklopédia

    Fosfor- je tuhá látka, mäkká a plastickej konzistencie, získaná úpravou prírodných fosfátov zmiešaných s pieskom a uhlíkom v elektrickej peci. Existujú dva hlavné typy fosforu: a) biely fosfor,... ... Oficiálna terminológia

    - (symbol P), chemický prvok piatej skupiny periodickej tabuľky, prvýkrát objavený v roku 1669. Nachádza sa vo forme FOSFÁTOV v mineráloch, hlavným zdrojom fosforu je APATIT. Tento prvok sa používa na výrobu KYSELINY FOSFOROVEJ,... ... Vedecko-technický encyklopedický slovník

    - (Phosphorus), P, chemický prvok skupiny V periodickej tabuľky, atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,97376; nekovová biela (na vzduchu žiari, bod topenia 44,14°C), červená (teplota topenia 593°C) alebo čierna (teplota topenia 1000°C). Fosfor sa používa v ... ... Moderná encyklopédia

    - (lat. Fosfor) P, chemický prvok skupiny V periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,97376. Názov z gréčtiny. fosforové svietivé. Vytvára niekoľko modifikácií Biely fosfor (hustota 1,828 g/cm³, bod topenia... ... Veľký encyklopedický slovník

    Fosfor- (Phosphorus), P, chemický prvok skupiny V periodickej tabuľky, atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,97376; nekovová biela (na vzduchu žiari, bod topenia 44,14°C), červená (bod topenia 593°C) alebo čierna (teplota topenia 1000°C). Fosfor sa používa v ... ... Ilustrovaný encyklopedický slovník

    fosfor- a, m. fosfor m. gr. fos svetlo + nosič phoros. Bežný chemický prvok, ktorý hrá dôležitú úlohu v živote zvierat a rastlín. Biely, červený, čierny fosfor. BAS 1. Existujú prírodné a umelo vyrábané fosfory... Historický slovník galicizmov ruského jazyka

    P (lat. Phosphorus * a. fosfor; n. fosfor; f. fosfor; i. fosforo), chemický. prvok skupiny V je periodický. Mendelejevov systém, at.sci. 15, o. m, 30,97376. Prírodný fosfor je reprezentovaný jedným stabilným izotopom 31P. Existuje 6 známych umení...... Geologická encyklopédia

    PHOSPHORUS (fosfor), fosfor, mnoho. nie, manžel (grécky fosfor luminiferous) (chemický). Chemický prvok, ľahko horľavá látka, ktorá svieti v tme, nachádza sa v niektorých mineráloch, v zvieracích kostiach, v živočíšnych a rastlinných tkanivách.... ... Ušakovov vysvetľujúci slovník

    Ipi Lucifer Prosphorus, Lucifer), teda nosič svetla. Názov planéty Venuša ako ranná hviezda. Ako večerná hviezda sa volala Hesperus alebo Vesper a bola považovaná za syna Astraea a Eosa, otca Hesperidiek. (

Fosfor (z gréc. phosphoros - svietiaci; lat. Fosfor) je prvok periodickej sústavy chemických prvkov periodickej tabuľky, jeden z najbežnejších prvkov zemskej kôry, jeho obsah je 0,08-0,09 % jeho hmotnosti. Koncentrácia v morskej vode je 0,07 mg/l. Nenachádza sa vo voľnom stave kvôli vysokej chemickej aktivite. Tvorí asi 190 minerálov, z ktorých najvýznamnejšie sú apatit Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), fosforit Ca 3 (PO 4) 2 a iné. Fosfor sa nachádza vo všetkých častiach zelených rastlín, ešte viac v plodoch a semenách (pozri fosfolipidy). Obsiahnutý v živočíšnych tkanivách je súčasťou bielkovín a iných základných organických zlúčenín (ATP, DNA) a je prvkom života.

Príbeh

Fosfor objavil hamburský alchymista Hennig Brand v roku 1669. Podobne ako iní alchymisti, aj Brand sa pokúsil nájsť kameň mudrcov, ale dostal svietiacu látku. Brand sa zameral na experimenty s ľudským močom, pretože veril, že keďže je zlatistej farby, môže obsahovať zlato alebo niečo užitočné na ťažbu. Spočiatku jeho metóda spočívala v tom, že najprv nechal moč odležať niekoľko dní, kým nezmizol nepríjemný zápach, a potom ho varil, kým sa nestal lepkavým. Zahriatím tejto pasty na vysoké teploty a vznikom bublín dúfal, že keď skondenzujú, budú obsahovať zlato. Po niekoľkých hodinách intenzívneho varu sa získali zrnká bielej voskovitej hmoty, ktorá veľmi jasne horela a v tme sa aj trblietala. Značka túto látku nazvala phosphorus mirabilis (lat. „zázračný nositeľ svetla“). Brandov objav fosforu bol prvým objavom nového prvku od staroveku.
O niečo neskôr získal fosfor ďalší nemecký chemik Johann Kunkel.
Bez ohľadu na Branda a Kunkela fosfor získal R. Boyle, ktorý ho opísal v článku „Metóda prípravy fosforu z ľudského moču“ zo 14. októbra 1680 a publikovanom v roku 1693.
Zdokonalený spôsob výroby fosforu publikoval v roku 1743 Andreas Marggraf.
Existujú dôkazy, že arabskí alchymisti dokázali v 12. storočí získať fosfor.
Lavoisier dokázal, že fosfor je jednoduchá látka.

pôvod mena

V roku 1669 Henning Brand zahriatím zmesi bieleho piesku a odpareného moču získal látku, ktorá žiarila v tme, najprv nazývanú „studený oheň“. Sekundárny názov „fosfor“ pochádza z gréckych slov „φῶς“ – svetlo a „φέρω“ – niesť. V starogréckej mytológii niesol meno Phosphorus (alebo Eosphorus, starogrécky Φωσφόρος) strážca rannej hviezdy.

Potvrdenie

Fosfor sa získava z apatitov alebo fosforitov v dôsledku interakcie s koksom a oxidom kremičitým pri teplote 1600 ° C:
2Ca3(P04)2 + 10C + 6Si02 → P4 + 10CO + 6CaSi03.

Výsledné pary bieleho fosforu kondenzujú v nádobe pod vodou. Namiesto fosforitov sa môžu redukovať iné zlúčeniny, napríklad kyselina metafosforečná:
4HP03 + 12C -> 4P + 2H2 + 12CO.

Fyzikálne vlastnosti

Elementárny fosfor za normálnych podmienok predstavuje niekoľko stabilných alotropných modifikácií; Otázka alotropie fosforu je zložitá a nie je úplne vyriešená. Zvyčajne existujú štyri modifikácie jednoduchej látky - biely, červený, čierny a kovový fosfor. Niekedy sa nazývajú aj hlavné alotropické modifikácie, čo znamená, že všetky ostatné sú variáciou týchto štyroch. Za normálnych podmienok existujú iba tri alotropné modifikácie fosforu a za podmienok ultravysokého tlaku existuje aj kovová forma. Všetky modifikácie sa líšia farbou, hustotou a inými fyzikálnymi vlastnosťami; Je badateľná tendencia k prudkému poklesu chemickej aktivity pri prechode z bieleho na kovový fosfor a k zvýšeniu vlastností kovu.

Chemické vlastnosti

Chemická aktivita fosforu je oveľa vyššia ako aktivita dusíka. Chemické vlastnosti fosforu sú do značnej miery určené jeho alotropickou modifikáciou. Biely fosfor je veľmi aktívny, v procese prechodu na červený a čierny fosfor chemická aktivita prudko klesá. Biely fosfor žiari v tme na vzduchu, žiara je spôsobená oxidáciou fosforových pár na nižšie oxidy.
V kvapalnom a rozpustenom stave, ako aj v parách do 800 ° C sa fosfor skladá z molekúl P4. Pri zahriatí nad 800 °C molekuly disociujú: P 4 = 2P 2. Pri teplotách nad 2000 °C sa molekuly rozpadajú na atómy.

Fosfor objavil v roku 1669 hamburský alchymista Hennig Brand, ktorý pri pokuse získať kameň mudrcov experimentoval s odparovaním ľudského moču. Látka vytvorená po mnohých manipuláciách sa ukázala byť podobná vosku, horiaca nezvyčajne jasne, s blikaním. Nová látka dostala meno phosphorus mirabilis(z latinčiny zázračný nosič ohňa). O niekoľko rokov neskôr získal fosfor Johann Kunkel a nezávisle od prvých dvoch vedcov aj R. Boylem.

Fosfor je prvkom skupiny XV obdobia III periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev, s atómovým číslom 15 a atómovou hmotnosťou 30,974. Akceptované označenie je R.

Byť v prírode

Fosfor sa v morskej vode a zemskej kôre nachádza najmä vo forme minerálov, ktorých je asi 190 (najdôležitejšie sú apatit a fosforit). Je súčasťou všetkých častí zelených rastlín, bielkovín a DNA.

Fosfor je nekov s vysokou chemickou aktivitou a prakticky sa nikdy nenachádza vo voľnej forme. Známe sú štyri modifikácie fosforu – červená, biela, čierna a kovová.

Denná potreba fosforu

Pre normálne fungovanie musí dospelý organizmus prijať 1,0-2,0 g fosforu denne. Pre deti a dospievajúcich je norma 1,5-2,5 g, pre tehotné a dojčiace ženy sa zvyšuje na 3,0-3,8 g (kalorizátor). Denná potreba fosforu sa zvyšuje pri pravidelnom športovom tréningu a fyzickej aktivite.

Hlavnými dodávateľmi fosforu sú ryby a morské plody, tvaroh, syry, orechy, strukoviny a obilniny. Dostatočné množstvo fosforu je obsiahnuté v oboch, bobuliach, hubách a mäse a.

Príznaky nedostatku fosforu

Nedostatočné množstvo fosforu v tele sa prejavuje únavou a slabosťou, môže byť sprevádzané stratou chuti do jedla a pozornosti, častým prechladnutím, úzkosťou a pocitom strachu.

Známky prebytku fosforu

Príznakmi prebytku fosforu v tele sú krvácanie a krvácanie, vzniká anémia a objavujú sa obličkové kamene.

Fosfor zabezpečuje normálny rast kostných a zubných tkanív tela, udržuje ich v zdravom stave, podieľa sa aj na syntéze bielkovín a zohráva dôležitú úlohu pri metabolizme tukov, bielkovín a sacharidov. Bez fosforu nemôžu fungovať svaly a nedochádza k duševnej činnosti.

Stráviteľnosť fosforu

Pri užívaní minerálnych komplexov stojí za to pamätať na najlepšiu rovnováhu fosforu a (3: 2), ako aj na skutočnosť, že nadmerné množstvo spomaľuje proces absorpcie fosforu.

Fosfor je široko používaný v priemysle a poľnohospodárstve, predovšetkým kvôli jeho horľavosti. Používa sa pri výrobe paliva, zápaliek, výbušnín, fosfátových hnojív a na ochranu kovových povrchov pred koróziou.

  • Označenie - P (Phosphorus);
  • Obdobie - III;
  • skupina - 15 (Va);
  • Atómová hmotnosť - 30,973761;
  • Atómové číslo - 15;
  • atómový polomer = 128 pm;
  • kovalentný polomer = 106 pm;
  • Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
  • teplota topenia = 44,14 °C;
  • teplota varu = 280 °C;
  • Elektronegativita (podľa Paulinga/podľa Alpreda a Rochowa) = 2,19/2,06;
  • Oxidačný stav: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
  • Hustota (č.) = 1,82 g/cm3 (biely fosfor);
  • Molárny objem = 17,0 cm3/mol.

Zlúčeniny fosforu:

Fosfor (nosič svetla) prvýkrát získal arabský alchymista Ahad Behil v 12. storočí. Z európskych vedcov ako prvý objavil fosfor Nemec Hennig Brant v roku 1669, keď robil experimenty s ľudským močom v snahe extrahovať z neho zlato (vedec sa domnieval, že zlatú farbu moču spôsobila prítomnosť zlatých častíc ). O niečo neskôr fosfor získali I. Kunkel a R. Boyle - ten ho opísal vo svojom článku „Spôsob prípravy fosforu z ľudského moču“ (14. 10. 1680; dielo vyšlo v roku 1693). Lavoisier neskôr dokázal, že fosfor je jednoduchá látka.

Obsah fosforu v zemskej kôre je 0,08 % hmotnosti – ide o jeden z najbežnejších chemických prvkov na našej planéte. Pre svoju vysokú aktivitu sa fosfor vo voľnom stave v prírode nevyskytuje, ale je súčasťou takmer 200 minerálov, z ktorých najčastejšie sú apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) a fosforit Ca 3 (PO 4). 2.

Fosfor hrá dôležitú úlohu v živote zvierat, rastlín a ľudí – je súčasťou takých biologických zlúčenín, ako sú fosfolipidy, a je tiež prítomný v proteínoch a iných dôležitých organických zlúčeninách, ako sú DNA a ATP.

Ryža. Štruktúra atómu fosforu.

Atóm fosforu obsahuje 15 elektrónov a má elektrónovú konfiguráciu vonkajšej valenčnej úrovne podobnú dusíku (3s 2 3p 3), ale fosfor má menej výrazné nekovové vlastnosti v porovnaní s dusíkom, čo sa vysvetľuje prítomnosťou voľného d-orbitalu, väčší atómový polomer a nižšia ionizačná energia.

Pri reakcii s inými chemickými prvkami môže atóm fosforu vykazovať oxidačný stav od +5 do -3 (najtypickejší oxidačný stav je +5, ostatné sú pomerne zriedkavé).

  • +5 - oxid fosforečný P205 (V); kyselina fosforečná (H3P04); fosforečnany, halogenidy, sulfidy fosforu V (soli kyseliny fosforečnej);
  • +3 - P203 (III); kyselina fosforitá (H3P03); fosfity, halogenidy, sulfidy fosforu III (soli kyseliny fosforitej);
  • 0 - P;
  • -3 - fosfín PH 3; fosfidy kovov.

V základnom (neexcitovanom) stave atómu fosforu na vonkajšej energetickej úrovni sú dva párové elektróny v s-podúrovni + 3 nepárové elektróny v p-orbitáloch (d-orbitál je voľný). V excitovanom stave sa jeden elektrón presunie z podúrovne s do d-orbitálu, čím sa rozšíria valenčné schopnosti atómu fosforu.

Ryža. Prechod atómu fosforu do excitovaného stavu.

P2

Dva atómy fosforu sa spoja za vzniku molekuly P2 pri teplote asi 1000 °C.

Pri nižších teplotách sa fosfor vyskytuje v tetraatómových molekulách P4, ako aj v stabilnejších molekulách polyméru P∞.

Alotropické modifikácie fosforu:

  • Biely fosfor- extrémne toxická (smrteľná dávka bieleho fosforu pre dospelého človeka je 0,05-0,15 g) voskovitá látka s vôňou cesnaku, bezfarebná, v tme svetielkujúca (proces pomalej oxidácie v P 4 O 6); vysoká reaktivita bieleho fosforu sa vysvetľuje slabými väzbami P-P (biely fosfor má molekulárnu kryštálovú mriežku so vzorcom P 4, v ktorej uzloch sa nachádzajú atómy fosforu), ktoré sa pomerne ľahko lámu, v dôsledku čoho biely fosfor, pri zahrievaní alebo pri dlhodobom skladovaní sa mení na stabilnejšie polymérne modifikácie: červený a čierny fosfor. Z týchto dôvodov sa biely fosfor skladuje bez prístupu vzduchu pod vrstvou čistenej vody alebo v špeciálnych inertných prostrediach.
  • Žltý fosfor- horľavá, prudko jedovatá látka, vo vode sa nerozpúšťa, na vzduchu ľahko oxiduje a samovoľne sa vznieti, pričom horí jasne zeleným, oslnivým plameňom s uvoľňovaním hustého bieleho dymu.
  • Červený fosfor- polymérna, vo vode nerozpustná látka so zložitou štruktúrou, ktorá má najmenšiu reaktivitu. Červený fosfor je široko používaný v priemyselnej výrobe, pretože nie je taký jedovatý. Keďže červený fosfor, absorbujúci vlhkosť, na čerstvom vzduchu postupne oxiduje za vzniku hygroskopického oxidu („vlhkého“) a vytvára viskóznu kyselinu fosforečnú, preto sa červený fosfor skladuje v hermeticky uzavretej nádobe. V prípade namáčania sa červený fosfor očistí od zvyškov kyseliny fosforečnej premytím vodou, potom sa vysuší a použije na určený účel.
  • Čierny fosfor- na dotyk mastná látka podobná grafitu šedočiernej farby, s polovodičovými vlastnosťami - najstabilnejšia modifikácia fosforu s priemernou reaktivitou.
  • Kovový fosfor získaný z čierneho fosforu pod vysokým tlakom. Kovový fosfor vedie elektrinu veľmi dobre.

Chemické vlastnosti fosforu

Zo všetkých alotropných modifikácií fosforu je najaktívnejší biely fosfor (P 4). V rovnici chemických reakcií často píšeme jednoducho P, nie P4. Keďže fosfor má podobne ako dusík mnoho variant oxidačných stavov, v niektorých reakciách je oxidačným činidlom, v iných je redukčným činidlom v závislosti od látok, s ktorými interaguje.

Oxidačný Fosfor prejavuje svoje vlastnosti pri reakciách s kovmi, ku ktorým dochádza pri zahrievaní za vzniku fosfidov:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Fosfor je redukčné činidlo v reakciách:

  • s viac elektronegatívnymi nekovmi (kyslík, síra, halogény):
    • Pri nedostatku oxidačného činidla vznikajú zlúčeniny fosforu (III).
      4P + 302 = 2P203
    • zlúčeniny fosforu (V) - s nadbytkom: kyslík (vzduch)
      4P + 502 = 2P205
  • s halogénmi a sírou tvorí fosfor halogenidy a sulfidy 3- alebo 5-mocného fosforu, v závislosti od pomeru činidiel, ktoré sa prijímajú v nedostatku alebo nadbytku:
    • 2P+3Cl 2 (týždeň) = 2PCl 3 - chlorid fosforečný
    • 2P+3S(týždeň) = P2S3 - sulfid fosforečný
    • 2P+5Cl2(g) = 2PCl5 - chlorid fosforečný (V)
    • 2P+5S(g) = P2S5 - sulfid fosforečný (V)
  • s koncentrovanou kyselinou sírovou:
    2P+5H2S04 = 2H3P04+5S02+2H20
  • s koncentrovanou kyselinou dusičnou:
    P+5HN03 = H3P04+5N02+H20
  • so zriedenou kyselinou dusičnou:
    3P+5HN03+2H20 = 3H3P04+5NO

Fosfor pôsobí pri reakciách ako oxidačné aj redukčné činidlo disproporcie s vodnými roztokmi zásad pri zahrievaní tvoria (okrem fosfínu) fosfornany (soli kyseliny fosfornej), v ktorých vykazuje necharakteristický oxidačný stav +1:
4P0+3KOH+3H20 = P-3H3+3KH2P+102

MUSÍTE SI PAMÄTAŤ: fosfor nereaguje s inými kyselinami, okrem reakcií uvedených vyššie.

Výroba a využitie fosforu

Fosfor sa priemyselne vyrába redukciou koksom z fosforitov (fluorapatátov), ​​medzi ktoré patrí fosforečnan vápenatý, ich kalcináciou v elektrických peciach pri teplote 1600 °C s prídavkom kremenného piesku:
Ca3(P04)2 + 5C + 3Si02 = 3CaSi03 + 2P + 5CO.

V prvom štádiu reakcie pod vplyvom vysokej teploty vytesňuje oxid kremičitý (IV) oxid fosforečný z fosfátu:
Ca3(P04)2 + 3Si02 = 3CaSi03 + P205.

Oxid fosforečný (V) sa potom redukuje uhlím na voľný fosfor:
P205+5C = 2P+5CO.

Aplikácia fosforu:

  • pesticídy;
  • zápasy;
  • čistiace prostriedky;
  • farby;
  • polovodičov.

Správa na tému „Používanie fosforu“ ​​vám stručne povie, v ktorých oblastiach sa fosfor používa a prečo.

Aplikácie fosforu

Fosfor je chemický prvok, ktorý sa nachádza v skupine V v periodickej tabuľke Mendelejeva. Jeho chemický vzorec je R. Názov prvku pochádza z gréckeho slova „phosphoros“ a znamená „svetelný“. V zemskej kôre je ho pomerne veľa – 0,08 – 0,09 % z celkovej hmotnosti zemskej kôry. V morskej vode je aj fosfor. Prvok má vysokú chemickú aktivitu, preto ho nenájdete vo voľnom stave. Je schopný tvoriť 190 minerálov. Nazýva sa aj prvkom života, keďže sa nachádza v živočíšnych tkanivách, zelených rastlinách, bielkovinách atď.

Použitie fosforu v medicíne

Dnes sa fosfor používa na výrobu triedy potenciálnych terapeutických činidiel, ktoré liečia choroby mäkkých tkanív a kostí sprevádzané poruchami metabolizmu vápnika – biofosfonáty.

Každý prvok má svoje vlastné spektrum činnosti. Sú odolné voči enzymatickej hydrolýze, majú afinitu ku kovovým iónom a tvoria nerozpustné a rozpustné chelátové agregáty a komplexy.

Najbežnejší a najpoužívanejší je etidronát. Je účinný pri poruchách metabolizmu vápnika v organizme. Používa sa pri progresívnej myositis ossificans, Pagetovej chorobe, osteoporóze, heterogénnej osifikácii a nádorovej osteolýze.

Aplikácia fosforu v priemysle

Kyselina fosforečná je široko používaná. Používa sa na výrobu kombinovaných a fosfátových hnojív, ktoré zvyšujú úrodu plodín a dodávajú rastlinám odolnosť voči nepriaznivým klimatickým podmienkam a zimovzdornosť. Hnojivá navyše výborne pôsobia na pôdu, podporujú štrukturovanie, menia rozpustnosť látok obsiahnutých v pôde, rozvoj pôdnych baktérií a potláčajú tvorbu organických škodlivých látok.

Kyselina fosforečná sa používa aj v potravinárskom priemysle. Chutí dobre a po zriedení sa pridáva do marmelády, limonád a sirupov na zlepšenie chuti. Soli kyseliny fosforečnej majú podobné vlastnosti. Napríklad hydrogenfosforečnany vápenaté sú súčasťou práškov do pečiva a zvýrazňujú chuť chleba a rožkov.

Fosforové drevené nehorľavé dosky, protipožiarne farby a fosfátová nehorľavá pena sa vyrábajú na báze kyseliny ortofosforečnej. Soli kyseliny fosforečnej chránia pred žiarením, zmäkčujú vodu, odstraňujú vodný kameň a sú súčasťou čistiacich prostriedkov.

Organofosforové zlúčeniny (zmäkčovadlá, extrakčné látky, mazivá, absorbenty) sa používajú v chladiacich jednotkách a ako prísada do strelného prachu. Alkylfosfáty pôsobia ako povrchovo aktívne látky, nemrznúca zmes, špeciálne hnojivá a latexové antikoagulanty.

Zápalky sú vyrobené z červeného fosforu. Spolu s lepidlom a drveným sklom sa nanáša na boky zápalkovej škatuľky. Na hubenie hlodavcov sa používa fosfid zinočnatý (Zn 3 P 2). Biely fosfor sa používa na výrobu zápalných bômb, nábojov produkujúcich dym, dám, granátov a dymových clon.

Použitie fosforu v každodennom živote

V každodennom živote sme tiež obklopení vecami vyrobenými z fosforu. Napríklad riad, figúrky, vázy a podobne. Okrem toho je dôležitým prvkom, ktorý je súčasťou nukleových kyselín, bielkovín a kostného tkaniva. Fosfor je dôležitým prvkom pre svalovú a duševnú činnosť. Priaznivo pôsobí na obličky a srdce. Nachádza sa v chlebe, rybách, mäse, hrachu, fazuli, krupicovom jačmeni, ovsených vločkách a jačmeni, kapuste, orechoch, petržlene, mrkve, špenáte a cesnaku.

Dúfame, že vám správa na tému „Využitie fosforu“ ​​pomohla pripraviť sa na lekciu. Svoj príbeh o používaní fosforu môžete pridať pomocou formulára komentárov nižšie.