Fosfor och dess föreningar. Praktisk applicering av fosforföreningar

2024 Författare: Angel Austin | [email protected]. Senast ändrad: 2023-12-17 05:42

Bland de biogena elementen bör en särskild plats ges till fosfor. Utan det är det faktiskt omöjligt att existera så viktiga föreningar som till exempel ATP eller fosfolipider, såväl som många andra organiska ämnen. Samtidigt är det oorganiska materialet i detta element mycket rikt på olika molekyler. Fosfor och dess föreningar används i stor utsträckning inom industrin, är viktiga deltagare i biologiska processer och används i olika grenar av mänsklig aktivitet. Tänk därför på vad detta element är, vad dess enkla substans och de viktigaste föreningarna är.

Fosfor: elementets allmänna egenskaper

Positionen i det periodiska systemet kan beskrivas i flera punkter.

1. Femte gruppen, huvudundergrupp.
2. Tredje lilla perioden.
3. Ordinalnummer - 15.
4. Atommassan är 30 974.
5. Elektronisk konfiguration av atomen 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Möjliga oxidationstillstånd från-3 till +5.
7. Kemisk symbol - P, uttal i formlerna "pe". Namnet på grundämnet är fosfor. Latinskt namn Fosfor.

Historien för upptäckten av denna atom går tillbaka till det avlägsna XII-talet. Även i alkemisternas register fanns information som tydde på mottagandet av ett okänt "lysande" ämne. Det officiella datumet för syntesen och upptäckten av fosfor var dock 1669. Den konkursdrabbade köpmannen Brand, på jakt efter de vises sten, syntetiserade av misstag ett ämne som kan avge en glöd och brinna med en ljus bländande låga. Han gjorde detta genom att upprepade gånger kalcinera mänsklig urin.

Efter det, oberoende av varandra, mottogs detta element på ungefär samma sätt:

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

Idag är en av de mest populära metoderna för syntes av detta ämne reduktionen från motsvarande fosforh altiga mineraler vid höga temperaturer under inverkan av kolmonoxid och kiseldioxid. Processen utförs i speciella ugnar. Fosfor och dess föreningar är mycket viktiga ämnen både för levande varelser och för många synteser inom den kemiska industrin. Därför bör man överväga vad detta element är som ett enkelt ämne och var det finns i naturen.

Enkelt ämne fosfor

Det är svårt att nämna en specifik förening när det kommer till fosfor. Detta beror på de mångaallotropa modifieringar som detta element har. Det finns fyra huvudvarianter av det enkla ämnet fosfor.

1. Vit. Detta är en förening vars formel är Р₄. Det är ett vitt flyktigt ämne med en skarp obehaglig lukt av vitlök. Den antänds spontant i luft vid normala temperaturer. Brinner med ett lysande ljusgrönt ljus. Mycket giftig och livsfarlig. Den kemiska aktiviteten är extremt hög, så den erhålls och lagras under ett lager av renat vatten. Detta är möjligt på grund av dålig löslighet i polära lösningsmedel. Koldisulfid och organiska ämnen är bäst lämpade för denna vita fosfor. När den värms upp kan den omvandlas till nästa allotropiska form - röd fosfor. Vid kondensering och kylning av ångor kan den bilda skikt. Fet vid beröring, mjuk, lätt skärbar med kniv, vit (något gulaktig). Smältpunkt 44⁰C. På grund av sin kemiska aktivitet används det i synteser. Men på grund av dess toxicitet har den inte en bred industriell tillämpning.
2. Gul. Det är en dåligt renad form av vit fosfor. Den är ännu giftigare, den luktar också obehagligt av vitlök. Antänds och brinner med en starkt lysande grön låga. Dessa gula eller bruna kristaller löser sig inte alls i vatten; när de är helt oxiderade avger de vit rök med sammansättningen P₄O₁₀.
3. Röd fosfor och dess föreningar är den vanligaste och mest använda modifieringen av detta ämne inom industrin. Pigröd massa, som under ökat tryck kanatt övergå i form av violetta kristaller, är kemiskt inaktivt. Det är en polymer som bara kan lösas upp i vissa metaller och inget annat. Vid en temperatur på 250⁰С sublimeras den och förvandlas till en vit modifikation. Inte lika giftigt som tidigare former. Långvarig exponering för kroppen är dock giftig. Det används för att applicera en brandbeläggning på tändsticksaskar. Detta förklaras av att det inte kan antändas spontant, men det exploderar (antänder) under denotering och friktion.
4. Svart. Enligt externa data är det mycket likt grafit, det är också fet vid beröring. Det är en elektrisk halvledare. Mörka kristaller, blanka, som inte kan lösas upp i några lösningsmedel alls. För att den ska fatta eld krävs mycket höga temperaturer och förvärmning.

Intressant är också den nyligen upptäckta formen av fosfor - metallisk. Det är en ledare och har ett kubiskt kristallgitter.

Kemiska egenskaper

Fosfors kemiska egenskaper beror på vilken form den är i. Som nämnts ovan, den mest aktiva gula och vita modifieringen. I allmänhet kan fosfor interagera med:

• metaller, bildar fosfider och fungerar som ett oxidationsmedel;
• icke-metaller, fungerar som ett reduktionsmedel och bildar flyktiga och icke-flyktiga föreningar av olika slag;
• starka oxidationsmedel som omvandlas till fosforsyra;
• med koncentrerade kaustiska alkalier efter typdisproportionering;
• med vatten vid mycket hög temperatur;
• med syre för att bilda olika oxider.

Fosfors kemiska egenskaper liknar kvävets. Han är trots allt en del av pnictogen-gruppen. Aktiviteten är dock flera storleksordningar högre på grund av mångfalden av allotropa modifieringar.

Att vara i naturen

Fosfor är mycket rikligt som näringsämne. Dess andel i jordskorpan är 0,09%. Detta är en ganska stor indikator. Var finns denna atom i naturen? Det finns flera huvudställen att namnge:

• grön del av växter, deras frön och frukter;
• djurvävnader (muskler, ben, tandemalj, många viktiga organiska föreningar);
• crust;
• jord;
• stenar och mineraler;
• havsvatten.

I det här fallet kan vi bara prata om relaterade former, men inte om en enkel substans. När allt kommer omkring är han extremt aktiv, och detta tillåter honom inte att vara fri. Bland de mineraler som är rikast på fosfor är:

• engelska;
• fluorapaptite;
• svanbergite;
• fosforit och andra.

Den biologiska betydelsen av detta element kan inte överskattas. Det är trots allt en del av föreningar som:

• proteins;
• fosfolipider;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteiner;
• enzymer.

Det vill säga alla de som är livsviktiga och som hela organismen är uppbyggd av. Dagpenningen för en genomsnittlig vuxen är cirka 2 gram.

Fosfor och dess föreningar

Det här elementet är mycket aktivt och bildar många olika ämnen. När allt kommer omkring bildar den också fosfider och fungerar själv som ett reduktionsmedel. På grund av detta är det svårt att nämna ett element som skulle vara inert när man reagerar med det. Därför är formlerna för fosforföreningar extremt olika. Det finns flera klasser av ämnen i vilka han är en aktiv deltagare.

1. Binära föreningar - oxider, fosfider, flyktiga väteföreningar, sulfid, nitrid och andra. Till exempel: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{och andra.}
2. Komplexa ämnen: alla typer av s alter (medium, sura, basiska, dubbla, komplexa), syror. Exempel: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ och andra.
3. Syreh altiga organiska föreningar: proteiner, fosfolipider, ATP, DNA, RNA och andra.

De flesta av de angivna typerna av ämnen är av stor industriell och biologisk betydelse. Användningen av fosfor och dess föreningar är möjlig både för medicinska ändamål och för tillverkning av helt vanliga hushållsartiklar.

Föreningar med metaller

Binära föreningar av fosfor med metaller och mindre elektronegativa icke-metaller kallas fosfider. Det är s altliknande ämnen som är extremt instabila när de utsätts för olika ämnen. Snabb nedbrytning (hydrolys) ger jämnvanligt vatten.

Dessutom, under inverkan av icke-koncentrerade syror, bryts ämnet även ned till motsvarande produkter. Om vi till exempel talar om hydrolys av kalciumfosfid, kommer produkterna att vara metallhydroxid och fosfin:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

Och genom att utsätta fosfiden för nedbrytning under inverkan av en mineralsyra får vi motsvarande s alt och fosfin:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

I allmänhet ligger värdet av föreningarna under övervägande just i det faktum att som ett resultat av detta bildas en väteförening av fosfor, vars egenskaper kommer att beaktas nedan.

Flyktiga ämnen baserade på fosfor

Det finns två huvudsakliga:

• vit fosfor;
• fosfin.

Vi nämnde redan den första ovan och gav egenskaperna. De sa att det var tjock vit rök, mycket giftig, illaluktande och självantändande under normala förhållanden.

Men vad är fosfin? Detta är det vanligaste och mest välkända flyktiga ämnet, som innehåller ämnet i fråga. Det är binärt, och den andra deltagaren är väte. Formeln för väteföreningen av fosfor är pH₃, namnet är fosfin.

Egenskaperna hos detta ämne kan beskrivas enligt följande.

1. Flyktig färglös gas.
2. Mycket giftig.
3. Det luktar ruttet fisk.
4. Interagerar inte med vatten och löser sig mycket dåligt i det. Väl löslig iorganiska.
5. Under normala förhållanden, mycket reaktiv.
6. Självantänder i luft.
7. Framställd från nedbrytning av metallfosfider.

Ett annat namn är Phosphane. Berättelser från gamla tider förknippas med det. Allt handlar om de "vandrande ljusen" som folk ibland såg och ser nu på kyrkogårdar och i träsk. Sfäriska eller ljusliknande ljus som dyker upp här och där, ger intryck av rörelse, ansågs vara ett dåligt omen och vidskepliga människor var mycket rädda för dem. Orsaken till detta fenomen, enligt moderna åsikter från vissa forskare, kan betraktas som den spontana förbränningen av fosfin, som bildas naturligt under nedbrytningen av organiska rester, både växter och djur. Gasen kommer ut och antänds i kontakt med syre i luften. Flamans färg och storlek kan variera. Oftast är dessa grönaktiga ljusa ljus.

Självklart är alla flyktiga fosforföreningar giftiga ämnen som är lätta att upptäcka genom en skarp obehaglig lukt. Denna skylt hjälper till att undvika förgiftning och obehagliga konsekvenser.

Föreningar med icke-metaller

Om fosfor beter sig som ett reduktionsmedel, då bör vi tala om binära föreningar med icke-metaller. Oftast är de mer elektronegativa. Så vi kan särskilja flera typer av ämnen av detta slag:

• förening av fosfor och svavel - fosforsulfid P₂S₃;
• fosforklorid III, V;
• oxider och anhydrid;
• bromid och jodid ochandra.

Kemin hos fosfor och dess föreningar är mångsidig, så det är svårt att identifiera de viktigaste av dem. Om vi talar specifikt om de ämnen som bildas av fosfor och icke-metaller, är oxider och klorider av olika sammansättning av största vikt. De används i kemiska synteser som avvattningsmedel, som katalysatorer och så vidare.

Så, ett av de mest kraftfulla torkmedlen är den högsta fosforoxiden - P₂O₅. Det attraherar vatten så starkt att vid direkt kontakt med det uppstår en våldsam reaktion med starkt ljud. Ämnet i sig är en vit snöliknande massa, närmare amorf i sitt aggregationstillstånd.

Oxygenerade organiska föreningar med fosfor

Det är känt att organisk kemi vida överträffar oorganisk kemi när det gäller antalet föreningar. Detta förklaras av fenomenet isomerism och förmågan hos kolatomer att bilda kedjor av atomer med olika strukturer som sluter med varandra. Naturligtvis finns det en viss ordning, det vill säga en klassificering, som all organisk kemi är föremål för. Anslutningsklasser är olika, men vi är intresserade av en specifik, direkt relaterad till elementet i fråga. Dessa är syreh altiga föreningar med fosfor. Dessa inkluderar:

• koenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoxalfosfat och andra;
• proteins;
• nukleinsyror, eftersom fosforsyraresten är en del av nukleotiden;
• fosfolipider och fosfoproteiner;
• enzymer och katalysatorer.

Typ av jon i vilkenfosfor är involverad i bildandet av en molekyl av dessa föreningar, nästa är PO₄^3-, det vill säga det är en syrarest av fosforsyra. Det finns i vissa proteiner som en fri atom eller en enkel jon.

För varje levande organisms normala funktion är detta element och de organiska föreningar som bildas av det extremt viktigt och nödvändigt. Utan proteinmolekyler är det faktiskt omöjligt att bygga en enda strukturell del av kroppen. Och DNA och RNA är de huvudsakliga bärarna och överföringarna av ärftlig information. I allmänhet måste alla anslutningar finnas utan misslyckande.

Användning av fosfor i industrin

Användningen av fosfor och dess föreningar inom industrin kan karakteriseras på flera punkter.

1. Används vid tillverkning av tändstickor, explosiva föreningar, brandbomber, vissa bränslen, smörjmedel.
2. Som gasabsorbent och vid tillverkning av glödlampor.
3. För att skydda metaller från korrosion.
4. I jordbruket som jordgödsel.
5. Som vattenavhärdare.
6. I kemiska synteser vid framställning av olika ämnen.

Rollen i levande organismer reduceras till deltagande i bildandet av tandemalj och ben. Deltagande i reaktionerna av ana- och katabolism, samt upprätthålla buffringen av cellens inre miljö och biologiska vätskor. Det är basen i syntesen av DNA, RNA, fosfolipider.