Fosfor in njegove spojine. Praktična uporaba fosforjevih spojin

Med biogeni elementi je treba dati posebno mesto fosforju. Dejansko je brez njega obstoj takšnih življenjskih spojin, kot so na primer ATP ali fosfolipidi, pa tudi številne druge organske snovi, nemogoči . Poleg tega je anorganski element zelo bogat z različnimi molekulami. Fosfor in njegove spojine se pogosto uporabljajo v industriji, so pomembni udeleženci v bioloških procesih, uporabljajo se pri številnih človeških dejavnostih. Zato razmislimo o tem, kaj je dan element, kaj je njena preprosta stvar in najpomembnejše spojine.

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 je 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³ .
6. Možna oksidacijska stanja 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 o prejemu neznane "žareče" snovi. Vendar je bilo leto 1669 uradni datum za sintezo in odkrivanje fosforja. Prodajni trgovski blagajnik, ki je v stečaju, v iskanju filozofskega kamna, je po naključju sintetiziral snov, ki je sposobna proizvajati sij in pekoč občutek s svetlim zaslepljivim plamenom. To je naredil s ponavljajočim se žarenjem 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 pečeh. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi za živa bitja in za mnoge 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. Ta spojina, katere formula je P4. To je bela hlapljiva snov z ostrim neprijetnim vonjem česna. Samodejno vžge v zraku pri navadni temperaturi. Opeče z žarečo bledo zeleno svetlobo. Zelo strupeno in nevarno za življenje. Kemična aktivnost je izredno visoka, zato jo dobimo in hranimo pod plastjo prečiščene vode. To je mogoče zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Najboljši za ta beli fosfor ustreza ogljikovemu disulfidu in organskim snovem. Ko se segreje, lahko preide v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Ko kondenzacija in hlajenje hlapov omogočata oblikovanje šivov. Na dotik, maščobo, mehko, enostavno rezano z nožem, belo (rahlo rumenkasto). Tališče je 44 ^° C. Zaradi kemijske aktivnosti se uporablja v sintezi. Ampak zaradi virulence nima široke industrijske uporabe.
2. Rumena. To je slabo prečiščena oblika belega fosforja. Je še bolj strupena, neprijetno tudi vonj česna. Prižge in opeče s svetlim žarečim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali v vodi se ne popolnoma raztopijo, pri popolni oksidaciji pa oblaki belega dima ločijo s sestavo P ₄ O ₁₀ .
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejši in najpogosteje uporabljeni pri spremembi te snovi v industriji. Pasta podobna rdeča masa, ki pri visokem tlaku lahko prehaja v obliki vijoličnih kristalov, je kemično neaktivna. To je polimer, ki se lahko raztopi samo v določenih kovinah in več v ničemer. Pri temperaturi 250 ^° C se sublimira in prehaja v belo modifikacijo. Ni tako strupeno kot prejšnje oblike. Vendar je dolgotrajna izpostavljenost telesu strupena. Uporablja se pri nanašanju vžigalne prevleke na škatlah. To se razlaga z dejstvom, da se ne more spontano vžigati, 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 v nobenih topilih sploh ne morejo raztopiti. Da bi se zažgalo, so potrebne visoke temperature in predhodno utripanje.

Tudi še pred kratkim je zanimiva odprta oblika fosforja, kovinskega. 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 oksidanti;
• Ne-metali, ki delujejo kot reducent in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• Močni oksidanti, ki prehajajo v fosforno kislino ;
• S koncentrirano kavstično alkalijo po vrsti nesorazmerja;
• Z vodo pri zelo visoki temperaturi;
• S kisikom tvori različne okside.

Kemijske lastnosti fosforja so podobne kot dušik. Ker je del skupine pnikotinov. Vendar pa je aktivnost zaradi več različnih alotropnih sprememb višja na 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);
• Zemlja skorje;
• 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 je vse tiste, ki so vitalne in iz katerih je celotno telo zgrajeno 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 njo. Zato so formule fosfornih spojin zelo raznolike. Lahko prinesete več vrst snovi, v katerih je aktiven udeleženec.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapne vodikove spojine, sulfid, nitrid in drugi. Na primer: P ₂ O ₅ , PCL ₃ , P ₂ S ₃ , PH ₃ in drugi.
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednja, kisla, osnovna, dvojna, kompleksna), kisline. Primer: H ₃ PO ₄ , Na ₃ PO ₄ , H ₄ P ₂ O ₆ , Ca (H ₂ PO ₄ ) ₂ , (NH ₄ ) ₂ HPO ₄ in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: proteini, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in drugi.

Večina označenih 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 nekovinami imenujemo fosfidi. To so snovi, podobne soli, ki imajo izjemno nestabilnost, kadar 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, potem bodo proizvodi kovinski hidroksid in fosfin:

Ca ₃ P ₂ + 6H ₂ O = 3Ca (OH) ₂ + 2PH ₃ ↑

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

Ca ₃ P ₂ + 6HCL = 3CaCL ₂ + 2PH ₃ ↑

Na splošno je vrednost zadevnih spojin ravno tista, ki tvorita vodikov spojino fosforja, katere lastnosti bodo obravnavane v nadaljevanju.

Hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• Beli fosfor;
• Fosfin.

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

Toda 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 PH ₃ , ime je fosfin.

Lastnosti te snovi se lahko opišejo, 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. Z njim so povezane zgodbe iz najstarejših časov. Vse o "lučeh", ki jih ljudje včasih vidijo in vidijo na pokopališčih, močvirju. Žogice ali sveče, 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 se prižge 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 je mogoče razlikovati več vrst snovi te vrste:

• Fosfor in žveplova spojina - fosforjev sulfid P ₂ S ₃ ;
• Fosforjev klorid III, V;
• Oksidi in anhidrid;
• Bromid in jodid ter drugi.

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 najmočnejših dehidratacijskih sredstev najvišji fosforjev oksid , P ₂ O ₅ . 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.

Organske spojine, ki vsebujejo kisik, s fosforjem

Znano je, da organska kemija s številom spojin daleč presega anorgansko kemijo. To je posledica fenomena 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. Ti vključujejo:

• Koencimi - NADP, ATP, FMN, piridoksalfosfat in drugi;
• Beljakovine;
• Nukleinske kisline, ker je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• Fosfolipidi in fosfoproteini;
• Encimi in katalizatorji.

Vrsta ionov, v katerem fosfor sodeluje pri nastajanju molekule teh spojin, je PO ₄ ^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 ni mogoče zgraditi nobenega strukturnega dela telesa. In DNA in RNA sta glavni nosilci in oddajniki dednih informacij. Na splošno morajo biti vse povezave nedvomno prisotne.

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, nekaterih 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 mehčanje 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.