Fosfori Fosfori saa aikaan fosforin ominaisuuksia. Fosforin käyttöalueet. Fosforin saanti ja käyttö

MÄÄRITELMÄ

Fosfori- jaksollisen järjestelmän viidestoista elementti. Nimitys - P latinan sanasta "phosphorus". Sijaitsee kolmannella jaksolla, VA-ryhmä. Viittaa ei-metalleihin. Ydinpanos on 15.

Fosfori on yksi melko yleisimmistä alkuaineista; sen pitoisuus maankuoressa on noin 0,1 % (paino). Vapaana olevan fosforin helpon hapettuvuuden vuoksi sitä ei esiinny luonnossa.

Luonnollisista fosforiyhdisteistä tärkein on kalsiumortofosfaatti Ca 3 (PO 4) 2 , joka joskus muodostaa suuria kerrostumia mineraalifosforiinin muodossa. Usein löytyy myös mineraaliapatiittia, joka sisältää Ca 3 (PO 4) 2:n lisäksi myös CaF 2:ta tai CaCl 2:ta.

Fosforin atomi- ja molekyylipaino

MÄÄRITELMÄ

Aineen suhteellinen molekyylipaino (M r) on luku, joka osoittaa, kuinka monta kertaa tietyn molekyylin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta, ja alkuaineen suhteellinen atomimassa (A r)- kuinka monta kertaa kemiallisen alkuaineen atomien keskimääräinen massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta.

Fosforin atomi- ja molekyylipainot ovat samat; ne ovat yhtä suuret kuin 30,9737.

Fosforin allotropia ja allotrooppiset modifikaatiot

Fosfori muodostaa useita allotrooppisia modifikaatioita.

Valkoinen fosfori saadaan kiinteässä tilassa fosforihöyryn nopealla jäähdytyksellä; sen tiheys on 1,83 g/cm 3 . Puhtaassa muodossaan valkoinen fosfori on täysin väritöntä ja läpinäkyvää (kuva 1). Se on kylmässä hauras, mutta yli 15 o C lämpötilassa se pehmenee ja on helposti leikattavissa veitsellä.

Ilmassa valkoinen fosfori hapettuu hyvin nopeasti ja hehkuu pimeässä. Jo alhaisella lämmityksellä, johon pelkkä kitka riittää, fosfori syttyy ja palaa. Sillä on molekyylikidehila, jonka solmuissa on tetraedrisiä molekyylejä P 4 . Vahvaa myrkkyä.

Riisi. 1. Fosforin allotrooppiset modifikaatiot. Ulkomuoto.

Jos valkoista fosforia kuumennetaan 250-300 o C:n lämpötilaan, se siirtyy toiseen muunnelmaan, jonka väri on punavioletti ja jota kutsutaan punaiseksi fosforiksi. Tämä muutos tapahtuu hyvin hitaasti ja valon vaikutuksesta.

Punainen fosfori eroaa ominaisuuksiltaan hyvin paljon valkoisesta: se hapettuu hitaasti ilmassa, ei hehku pimeässä, syttyy vain 260 o C:ssa ja on myrkytön.

Voimakkaalla kuumennuksella punainen fosfori haihtuu ilman sulamista (sublimoituu). Kun höyry jäähdytetään, saadaan valkoista fosforia.

Musta fosfori muodostuu valkoisesta kuumennettaessa 200-220 o C:een erittäin korkeassa paineessa. Se näyttää grafiitilta, on rasvainen kosketukselle ja raskaampaa kuin muut modifikaatiot. Puolijohde.

Fosforin isotoopit

Tiedetään, että fosforia esiintyy luonnossa yhden isotoopin 31P muodossa (23,99 %). Massaluku on 31. Fosfori-isotoopin 31 P atomin ydin sisältää viisitoista protonia ja kuusitoista neutronia.

On olemassa keinotekoisia fosforin isotooppeja, joiden massaluvut ovat 24-46, joista stabiilin on 32 P, jonka puoliintumisaika on 14 päivää.

Fosfori-ionit

Fosforiatomin ulkoenergiatasolla on viisi elektronia, jotka ovat valenssia:

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 .

Kemiallisen vuorovaikutuksen seurauksena fosfori voi menettää valenssielektroninsa, ts. olla niiden luovuttaja ja muuttua positiivisesti varautuneiksi ioneiksi tai vastaanottaa elektroneja toisesta atomista, ts. olla niiden vastaanottaja ja muuttua negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi:

P0-5e → P5+;

P0-3e → P3+;

P0-1e → P1+;

P 0 +3e → P 3- .

Fosforin molekyyli ja atomi

Fosforimolekyyli on yksiatominen - R. Antakaamme joitain ominaisuuksia, jotka kuvaavat fosforin atomia ja molekyyliä:

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

ESIMERKKI 2

• Nimitys - P (fosfori);
• Jakso - III;
• Ryhmä - 15 (Va);
• Atomimassa - 30,973761;
• Atomiluku - 15;
• Atomin säde = 128 pm;
• Kovalenttinen säde = 106 pm;
• Elektronien jakautuminen - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• sulamispiste = 44,14 °C;
• kiehumispiste = 280 °C;
• Elektronegatiivisuus (Paulingin mukaan / Alpredin ja Rochovin mukaan) = 2,19 / 2,06;
• Hapetustila: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Tiheys (n.a.) \u003d 1,82 g / cm 3 (valkoinen fosfori);
• Molaarinen tilavuus = 17,0 cm3/mol.

Fosforiyhdisteet:

Fosforin (joka kantaa valoa) hankki ensimmäisenä arabialkemisti Ahad Behil 1100-luvulla. Eurooppalaisista tutkijoista saksalainen Hennig Brant löysi ensimmäisenä fosforin vuonna 1669 ihmisen virtsan kanssa tehtyjen kokeiden aikana yrittäessään erottaa siitä kultaa (tieteilijä uskoi, että virtsan kultainen väri johtui kultahiukkasten läsnäolosta). . Hieman myöhemmin fosforin hankkivat I. Kunkel ja R. Boyle - jälkimmäinen kuvaili sitä artikkelissaan "Menetelmä fosforin valmistamiseksi ihmisen virtsasta" (14.10.1680; teos julkaistiin 1693). Lavoisier osoitti myöhemmin, että fosfori on yksinkertainen aine.

Fosforipitoisuus maankuoressa on 0,08 massaprosenttia - tämä on yksi planeettamme yleisimmistä kemiallisista alkuaineista. Korkean aktiivisuuden vuoksi vapaassa tilassa olevaa fosforia ei esiinny luonnossa, vaan se on osa lähes 200 mineraalia, joista yleisimmät ovat Ca 5 (PO 4) 3 (OH) apatiitti ja Ca 3 (PO 4) 2 fosforiitti.

Fosforilla on tärkeä rooli eläinten, kasvien ja ihmisten elämässä - se on osa sellaista biologista yhdistettä, kuten fosfolipidiä, sitä on myös proteiineissa ja muissa tärkeissä orgaanisissa yhdisteissä, kuten DNA:ssa ja ATP:ssä.

Riisi. Fosforiatomin rakenne.

Fosforiatomi sisältää 15 elektronia, ja sen ulkoinen valenssitason elektronikonfiguraatio on samanlainen kuin typellä (3s 2 3p 3), mutta fosforilla on vähemmän ilmeisiä ei-metallisia ominaisuuksia kuin typellä, mikä selittyy vapaan d-orbitaalin läsnäololla. , suuri atomisäde ja pienempi ionisaatioenergia .

Joutuessaan reaktioihin muiden kemiallisten alkuaineiden kanssa, fosforiatomi voi näyttää hapetusasteen välillä +5 - -3 (tyypillisin hapetusaste on +5, loput ovat melko harvinaisia).

• +5 - fosforioksidi P205 (V); fosforihappo (H3PO4); fosforin V fosfaatit, halogenidit, sulfidit (fosforihapon suolat);
• +3 - P203 (III); fosforihappo (H3PO3); fosfori III:n fosfiitit, halogenidit, sulfidit (fosforihapon suolat);
• 0-P;
• -3 - fosfiini PH 3; metallifosfidit.

Pohjatilassa (virittymättömässä) fosforiatomilla on kaksi parillista elektronia s-alatasolla + 3 paritonta elektronia p-orbitaaleissa (d-orbitaali on vapaa) ulkoisella energiatasolla. Herätetyssä tilassa yksi elektroni s-alatasolta siirtyy d-orbitaalille, mikä laajentaa fosforiatomin valenssimahdollisuuksia.

Riisi. Fosforiatomin siirtyminen virittyneeseen tilaan.

P2

Kaksi fosforiatomia yhdistetään P2-molekyyliksi noin 1000 °C:n lämpötilassa.

Alhaisemmissa lämpötiloissa fosforia on neljäatomin molekyyleissä P 4 ja myös stabiilimmissa polymeerimolekyyleissä P ∞ .

Fosforin allotrooppiset modifikaatiot:

• Valkoinen fosfori- erittäin myrkyllinen (tappava annos valkoista fosforia aikuiselle on 0,05-0,15 g) vahamainen aine, jolla on valkosipulin tuoksu, väritön, valoa pimeässä (hidas hapetusprosessi P 4 O 6:ssa); valkoisen fosforin korkea reaktiivisuus selittyy heikkoilla P-P-sidoksilla (valkoisella fosforilla on molekyylikidehila, jonka kaava on P 4, jonka solmukohdissa fosforiatomit sijaitsevat), jotka hajoavat melko helposti, minkä seurauksena valkoinen fosfori , kuumennettaessa tai pitkäaikaisen varastoinnin aikana, muuttuu vakaammiksi polymeerimuunnoksiksi: punaiseksi ja mustaksi fosforiksi. Näistä syistä valkoinen fosfori varastoidaan ilman ilman pääsyä puhdistetun vesikerroksen alle tai erityisiin inertteihin väliaineisiin.
• keltainen fosfori- syttyvä, erittäin myrkyllinen aine, ei liukene veteen, hapettuu helposti ilmassa ja syttyy spontaanisti palaessaan kirkkaan vihreällä häikäisevällä liekillä, jolloin vapautuu paksua valkoista savua.
• punaista fosforia- polymeerinen, veteen liukenematon aine, jolla on monimutkainen rakenne ja jolla on pienin reaktiivisuus. Punaista fosforia käytetään laajalti teollisessa tuotannossa, koska se ei ole niin myrkyllistä. Koska ulkoilmassa kosteutta imevä punainen fosfori hapettuu vähitellen muodostaen hygroskooppisen oksidin ("kostea"), muodostaa viskoosin fosforihapon, joten punainen fosfori varastoidaan hermeettisesti suljetussa astiassa. Liottamisen yhteydessä punainen fosfori puhdistetaan fosforihappojäämistä vedellä pesemällä, kuivataan ja käytetään aiottuun tarkoitukseen.
• mustaa fosforia- kosketukselta rasvainen harmaa-musta grafiitin kaltainen aine, jolla on puolijohdeominaisuuksia - stabiilin fosforin muunnos, jolla on keskimääräinen reaktiivisuus.
• Metallifosfori saatu mustasta fosforista korkeassa paineessa. Metallinen fosfori johtaa erittäin hyvin sähköä.

Fosforin kemialliset ominaisuudet

Kaikista fosforin allotrooppisista modifikaatioista aktiivisin on valkoinen fosfori (P 4). Usein kemiallisten reaktioiden yhtälössä he kirjoittavat yksinkertaisesti P, eivät P 4. Koska fosforilla, kuten typellä, on monia hapetustilojen muunnelmia, joissakin reaktioissa se on hapetin, toisissa pelkistävä aine riippuen aineista, joiden kanssa se on vuorovaikutuksessa.

Hapettava fosforilla on ominaisuuksia reaktioissa metallien kanssa, jotka tapahtuvat kuumennettaessa muodostaen fosfideja:
3Mg + 2P \u003d Mg 3P 2.

Fosfori on pelkistävä aine reaktioissa:

• enemmän elektronegatiivisilla ei-metalleilla (happi, rikki, halogeenit):
  • fosfori (III) -yhdisteitä muodostuu hapettavan aineen puuttuessa
    4P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3
  • fosfori (V) yhdisteet - ylimäärällä: happea (ilmaa)
    4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
• halogeenien ja rikin kanssa fosfori muodostaa halogenideja ja 3- tai 5-arvoisen fosforin sulfidia, riippuen reagenssien suhteesta, joita otetaan puutteessa tai ylimäärässä:
  • 2P + 3Cl 2 (viikko) \u003d 2PCl 3 - fosfori(III)kloridi
  • 2P + 3S (viikkoa) \u003d P 2 S 3 - fosfori (III) sulfidi
  • 2P + 5Cl2 (esim.) \u003d 2PCl 5 - fosfori(V)kloridi
  • 2P + 5S (esim.) \u003d P 2S 5 - fosfori (V) sulfidi
• väkevällä rikkihapolla:
  2P + 5H 2SO 4 \u003d 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2 H 2 O
• väkevällä typpihapolla:
  P + 5HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
• laimealla typpihapolla:
  3P + 5HNO 3 + 2H 2O \u003d 3H 3PO 4 + 5NO

Fosfori toimii sekä hapettimena että pelkistimenä reaktioissa suhteettomuutta alkalien vesiliuosten kanssa kuumennettaessa muodostaen (paitsi fosfiinia) hypofosfiitteja (hypofosforihapon suoloja), joissa sillä on epätyypillinen hapetusaste +1:
4P 0 + 3KOH + 3H 2 O \u003d P -3 H3 + 3KH 2 P + 1 O 2

MUISTA: muiden happojen kanssa, lukuun ottamatta yllä olevia reaktioita, fosfori ei reagoi.

Fosforin saanti ja käyttö

Teollisesti fosforia saadaan pelkistämällä se koksilla fosforiiteista (fluorapataateista), jotka sisältävät kalsiumfosfaattia, kalsinoimalla sähköuuneissa 1600 °C:n lämpötilassa lisäämällä kvartsihiekkaa:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3Si02 = 3CaSi03 + 2P + 5CO.

Reaktion ensimmäisessä vaiheessa korkean lämpötilan vaikutuksesta pii(IV)oksidi syrjäyttää fosfori(V)oksidin fosfaatista:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Sitten fosforioksidi (V) pelkistetään hiilellä vapaaksi fosforiksi:
P 2 O 5 + 5C \u003d 2P + 5CO.

Fosforin käyttö:

• torjunta-aineet;
• Ottelut;
• pesuaineet;
• maalit;
• puolijohteet.

FOSFORIATOMIN RAKENNE

Fosfori sijaitsee III jaksossa, pääalaryhmän "A" 5. ryhmässä, sarjanumerolla 15. Suhteellinen atomimassa A r (P) = 31 .

R +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3, fosfori: p - alkuaine, ei-metalli

Fosforin valenssikyvyt ovat laajemmat kuin typpiatomin, koska fosforiatomissa on vapaita d-orbitaaleja. Siksi 3S 2 - elektronien hajoaminen voi tapahtua ja yksi niistä voi mennä 3d - kiertoradalle. Tässä tapauksessa fosforin kolmannella energiatasolla on viisi paritonta elektronia ja fosfori pystyy osoittamaan valenssia V.

Vapaassa tilassa fosfori muodostaa useita ryhmiäkivisiä muunnelmia: valkoinen, punainen ja musta fosfori

Fosforia esiintyy elävissä soluissa orto- ja pyrofosforihappojen muodossa; se on osa nukleotideja, nukleiinihappoja, fosfoproteiineja, fosfolipidejä, koentsyymejä ja entsyymejä. Ihmisen luut koostuvat hydroksyyliapatiitti 3Ca 3 (PO 4) 3 · CaF 2 . Hammaskiilteen koostumus sisältää fluorapatiittia. Päärooli fosforiyhdisteiden muuntamisessa ihmisillä ja eläimillä on maksalla. Fosforiyhdisteiden vaihtoa säätelevät hormonit ja D-vitamiini. Ihmisen päivittäinen fosforin tarve on 800-1500 mg. Fosforin puutteessa kehossa kehittyy erilaisia ​​luusairauksia.

FOSFORITOKSIKOLOGIA

· punaista fosforia käytännössä myrkytön. Punaisen fosforin pöly, joka pääsee keuhkoihin, aiheuttaa kroonista keuhkokuumetta.

· Valkoinen fosfori erittäin myrkyllinen, liukenee lipideihin. Valkoisen fosforin tappava annos on 50-150 mg. Iholle joutuessaan valkoinen fosfori aiheuttaa vakavia palovammoja.

Akuutti fosforimyrkytys ilmenee polttona suussa ja mahassa, päänsärkynä, heikkoutena ja oksentamisena. 2-3 päivän kuluttua kehittyy keltaisuus. Kroonisille muodoille on ominaista kalsiumin aineenvaihdunnan rikkominen, sydän- ja verisuoni- ja hermostovauriot. Ensiapu akuuttiin myrkytykseen - mahahuuhtelu, laksatiivit, puhdistavat peräruiskeet, suonensisäiset glukoosiliuokset. Ihon palovammojen sattuessa käsittele vahingoittuneet alueet kuparisulfaatti- tai soodaliuoksilla. Fosforihöyryn MPC ilmassa on 0,03 mg/m³.

FOSFORIN SAAMINEN

Fosforia saadaan apatiiteista tai fosforiiteista vuorovaikutuksen seurauksena koksin ja piidioksidin kanssa 1600 °C:n lämpötilassa:

2Ca3 (PO 4) 2 + 10C + 6Si02 → P4 + 10CO + 6CaSi03.

Tuloksena oleva valkoinen fosforihöyry tiivistyy vastaanottimessa veden alla. Fosforiittien sijaan voidaan pelkistää muita yhdisteitä, esimerkiksi metafosforihappoa:

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

FOSFORIN KEMIALLISET OMINAISUUDET

FOSFORIN SOVELLUKSET

Fosfori on tärkein biogeeninen alkuaine, ja samalla sitä käytetään laajalti teollisuudessa.

Ehkä ensimmäinen fosforin ominaisuus, jonka ihminen on käyttänyt, on syttyvyys. Fosforin palavuus on erittäin korkea ja riippuu allotrooppisesta modifikaatiosta.

Kemiallisesti aktiivisin, myrkyllisin ja palavin valkoinen ("keltainen") fosfori, siksi sitä käytetään hyvin usein (sytytyspommeissa jne.).

punaista fosforia- tärkein teollisuuden tuottama ja käyttämä muunnos. Sitä käytetään tulitikkujen valmistuksessa, yhdessä hienoksi jauhetun lasin ja liiman kanssa, se levitetään laatikon sivupinnalle, kun tulitikkupäätä, joka sisältää kaliumkloraattia ja rikkiä, hierotaan, syttyminen tapahtuu. Punaista fosforia käytetään myös räjähteiden, sytytysaineiden ja polttoaineiden valmistuksessa.

Fosfori (fosfaattien muodossa) on yksi kolmesta tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista, jotka osallistuvat ATP:n synteesiin. Suurin osa valmistetusta fosforihaposta käytetään fosfaattilannoitteiden - superfosfaatin, sakan jne. - valmistukseen.

VAHVISTUSTEHTÄVÄT

Nro 2. Suorita muunnokset kaavion mukaisesti:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Viimeiselle reaktiolle PH 3 -> P 2 O 5 laatia elektroninen vaaka, ilmoittaa hapetin ja pelkistysaine.

Numero 3. Suorita muunnokset kaavion mukaisesti:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Fosfori on kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 15. Se sijaitsee D.I.:n ryhmässä V. Mendelejev. Fosforin R kemiallinen kaava.

Fosfori on saanut nimensä kreikan sanasta phosphoros, joka tarkoittaa "valoa kantavaa".

Fosfori on melko yleinen maankuoressa. Sen pitoisuus on 0,08-0,09% maankuoren koko massasta. Ja merivedessä fosforia on 0,07 mg / l.

Fosforilla on korkea kemiallinen aktiivisuus, joten sitä ei esiinny vapaassa tilassa. Mutta toisaalta se muodostaa lähes 190 mineraalia. Fosforia kutsutaan elämän elementiksi. Sitä löytyy vihreistä kasveista, eläinkudoksista, proteiineista ja muista välttämättömistä kemiallisista yhdisteistä.

Fosforin modifikaatiot

Tiedetään, että jotkut kemialliset alkuaineet voivat esiintyä kahden tai useamman yksinkertaisen aineen muodossa, jotka eroavat rakenteeltaan ja ominaisuuksiltaan. Tätä ilmiötä kutsutaan allotropiaksi. Joten fosforilla on useita allotrooppisia modifikaatioita. Kaikki nämä muutokset eroavat ominaisuuksiltaan. Yleisimmät ovat valkoinen fosfori, keltainen fosfori, punainen fosfori, musta fosfori.

Valkoinen fosfori - yksinkertainen valkoinen aine. Sen molekyylikaava on P4. Ulkonäöltään valkoinen fosfori on samanlainen kuin parafiini. Se muotoutuu pienelläkin vaivalla ja on helppo leikata veitsellä. Pimeässä on havaittavissa fosforista peräisin oleva vaaleanvihreä hehku. Tätä ilmiötä kutsutaan kemiluminesenssiksi.

Valkoinen fosfori on kemiallisesti aktiivinen aine. Se hapettuu helposti hapen vaikutuksesta ja liukenee helposti orgaanisiin liuottimiin. Siksi se varastoidaan erityisissä inertissä väliaineessa, joka ei pääse kemiallisiin reaktioihin. Valkoinen fosfori sulaa +44,1 °C:ssa. Valkoinen fosfori on erittäin myrkyllinen aine.

keltainen fosfori - tämä on raakaa valkoista fosforia tai valkoista fosforia, jossa on epäpuhtauksia. Sulamispiste +34 °C, kiehumispiste +280 °C. Kuten valkoinen, keltainen fosfori on veteen liukenematon. Hapeutuu ilmassa ja syttyvää. Hänellä on myös kemiluminesenssin ilmiö.

punaista fosforia saatu kuumentamalla valkoista fosforia korkeisiin lämpötiloihin. Punaisen fosforin kaava Р n . Se on monimutkainen polymeeri. Tuotanto-olosuhteista riippuen punaisen fosforin väri voi vaihdella vaaleanpunaisesta tummanruskeaan. Kemiallisesti punainen fosfori on paljon vähemmän aktiivinen kuin valkoinen. Se liukenee vain sulaan lyijyyn ja vismuttiin. Ei syty ilmassa. Tämä voi tapahtua vain kuumennettaessa 240-250 o C:een, kun se sublimoituu fosforin valkoiseen muotoon. Mutta se voi syttyä itsestään iskun tai kitkan seurauksena. Kemiluminesenssin ilmiötä punaisessa fosforissa ei havaita. Se on liukenematon veteen, bentseeniin, hiilidisulfidiin. Liukenee vain fosforitribromidiin. Ilmassa säilytettynä se hapettuu vähitellen. Siksi säilytä se suljetussa suljetussa astiassa.

Punainen fosfori on lähes myrkytöntä. Siksi häntä käytetään tulitikkujen valmistukseen.

mustaa fosforia näyttää grafiitilta. Ensimmäisen kerran mustaa fosforia saatiin vuonna 1914 valkoisesta fosforista 20 tuhannen ilmakehän (2 10 9 Pa) paineessa ja 200 o C:n lämpötilassa. Musta fosfori sulaa 1000 o C:n lämpötilassa ja 18 asteen paineessa. 10 5 Pa. Musta fosfori ei liukene veteen eikä orgaanisiin liuottimiin. Se alkaa palaa vain, jos se kuumennetaan +400 °C:n lämpötilaan puhtaassa hapessa. Mustalla fosforilla on puolijohdemateriaalien ominaisuuksia.

Alkuainefosforin kemialliset ominaisuudet

1. Alkuainefosfori hapettuu hapen vaikutuksesta

Ympäristössä, jossa on liikaa happea

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Hapen puutteen kanssa

4P + 3O 2 → 2P 2 O 3

2. Reagoi metallien kanssa muodostaen fosfideja kuumennettaessa

3Mg + 2P → Mg 3P 2

3. Reagoi ei-metallien kanssa

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5

4. +500 °C lämpötilassa vuorovaikuttaa vesihöyryn kanssa

8P + 12H2O → 5RN3 + 3H3RO 4

Fosforin käyttö

Fosforin pääasiallinen kuluttaja on maatalous. Suuri määrä kaikesta saadusta fosforista käytetään fosfaattilannoitteiden valmistukseen: fosfaattikiveä, yksinkertaisia ​​ja kaksoissuperfosfaatteja, kompleksisia typpi-fosforilannoitteita. Fosforia käytetään laajasti synteettisten pesuaineiden, fosfaattilasien valmistuksessa, luonnon- ja synteettisten kuitujen käsittelyssä ja värjäyksessä. Lääketieteessä fosforivalmisteita käytetään lääkkeinä.

FOSFORI, P, jaksollisen järjestelmän ryhmän V elementti; atomipaino 31,03; Fosforin isotooppeja ei ole löydetty. Yhdisteissä fosfori on kolmiarvoinen ja viisiarvoinen. Sen korkein yhteys veteen on PH 3; hapen kanssa se tuottaa oksideja P 2 O 3, P 2 O 4 ja P 2 O 5. Valenssiltaan ja yhdistetyypin osalta fosfori muistuttaa typpeä, mutta ominaisuuksiltaan (sekä fosfori että sen yhdisteet) se on täysin erilainen kuin typpi. yleinen luonnossa ja löytyy melkein kaikista kivistä mineraali-apatiittikiteiden sulkeumien muodossa. Fosforia löytyy fosforiittien ja apatiittien mineraalikertymien muodossa. Apatiitteja esiintyy harvoin suurissa massoissa, ja tämän mineraalin valtavat esiintymät Hiipinän tundralla Neuvostoliitossa ovat poikkeus. Fosforiitteja tunnetaan Georgiassa, Floridassa, Pohjois- ja Etelä-Carolinassa, Tennesseessä, Algeriassa, Tunisiassa ja joillakin Suuren valtameren saarilla. Neuvostoliitto on erittäin runsaasti fosforiitteja, joiden esiintymät tunnetaan Moskovan alueella, Uralilla, Kazakstanissa, Ukrainassa, Chuvashin tasavallassa, Podoliassa, Pohjois-Kaukasiassa jne. Mineraalit, kuten vivianiitti Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O ja turkoosi (Al 2 O 3) 2 P 2 O 5 5H 2 O ovat fosforihapon vesipitoisia suoloja. Fosfori on välttämätön komponentti, osa elävien organismien kudoksia. Fosforia ja lesitiiniä sisältävät proteiinit ovat osa lihaksia, hermoja ja aivoja. Luut sisältävät fosforia fosforihapon trikalsiumsuolan muodossa.

Fosforia voidaan saada useissa allotrooppisissa muunnelmissa. Valkoinen fosfori (tavallinen, keltainen) on väritön, läpinäkyvä lasimainen aine tai valkoisia pieniä kiteitä; puhdasta valkoista fosforia voidaan saada vain pimeässä ilman happea ja kosteutta. Fraktiotislaus tai jakotislaus tuottaa täysin puhdasta fosforia, joka muuttuu nopeasti keltaiseksi valossa. Tällainen kellastuminen selittyy ohuen punaisen modifikaatiokalvon muodostumisella fosforin pinnalle. Kun tavallinen fosfori altistuu pitkään voimakkaalle valolle, se voidaan muuttaa kokonaan punaiseksi. 150 °C:ssa ilman happea tavallinen fosfori sublimoituu väriä muuttamatta. Valkoiselle fosforille tunnetaan kaksi muunnelmaa - α ja β; ensimmäinen kiteytyy oikeassa järjestelmässä (ominaispaino 1,84), toinen (tavallinen fosfori) - kuusikulmainen (ominaispaino 1,88). α-fosforin siirtyminen β-fosforiksi tapahtuu seuraavissa olosuhteissa:

Fosforin Mohsin kovuus on 0,5. Sen plastisuus kasvaa lämpötilan noustessa. Sula fosfori tuskin kastelee lasia; pintajännitys 35,56 D/cm 132,1 °C:ssa ja 43,09 D/cm 78,3 °C:ssa. Fosforin vastaavat ominaispainot ovat 1,665 ja 1,714. Tavallisen fosforin kokoonpuristuvuus välillä 100-500 atm on 0,0000199 cm 2 /kg. Tavallisen fosforin paisuntakerroin 0 °C:sta 40 °C:seen = 0,000125 ja sen tilavuus 44 °C:ssa on 1,017 kertaa tilavuus 0 °C:ssa. Valkoisen fosforin lämpökapasiteetti (0-51 °C) 0,183 cal/g; sulamislämpö 5,03 cal/g. 1 litran fosforihöyryn paino on 2,805 g (Williamson). Sen moolimassa lämpötila-alueella 313 °C punaiseen lämpöön vaihtelee välillä 128-119,8. Siksi sen molekyylin rakenne tässä välissä vastaa P4:ää. Korkeissa lämpötiloissa se dissosioituu osittain P2:ksi. Liuoksessa sen molekyyli vastaa kaavaa P 4; tavallisen fosforin sulamispiste 44,5°C; se sublimoituu hitaasti 40°C:ssa, haihtuu normaalilämpötilassa. Tavallisen kiinteän fosforin höyrynpaine 5°C - 0,03 mm, 40°C - 0,50 mm. Fosforin liukoisuus veteen: 0,0003 g/100 g vettä 15°C:ssa. Erilaiset liuottimet liuottavat noin fosforia (100 tunnissa liuottimessa): hiilidisulfidi 25, bensiini 1,5, manteliöljy 1,00, väkevä etikkahappo 1,00, eetteri 0,45, etyylialkoholi (ominaispaino 0,822) 0,25, vety 1 h imeytyy hyvin 0. glyseriini 1 h. fosfori, erityisesti sähköpurkauksen aikana. Vety pystyy reagoimaan fosforin kanssa statu nascendissa; vapautuneella kaasulla ei enää ole tätä kykyä. Fluori reagoi tavallisessa lämpötilassa fosforin kanssa syttymättä, jolloin muodostuu PF 3 ylimäärällä fosforia ja PF 5 ylimäärällä fluoria. Fosfori yhdistyy voimakkaasti hapen kanssa muodostaen reagenssien määrästä riippuen fosforia tai fosforihappoanhydridiä. Hydrokinoni, sokeri, glyseriini, natriumarseenihappo hidastavat fosforin hapettumisreaktiota. Yhdessä ilmakehän hapen kanssa fosfori syttyy palamaan, joten se on varastoitava veden alla. Fosforin syttymislämpötila ilmassa, hapessa tai vastaavalla määrällä hiilidioksidia laimennettuna ilmassa on 45,0-45,2°C. Tavallisen fosforin syttymistä edistää ilman harvestuminen ja estetään puristus. Otsonin ja kosteuden esiintyminen ilmakehässä nostaa syttymislämpötilaa. Hiilidisulfidiilmakehässä fosforin syttymislämpötila on 87 ° C, tärpätti - 18 °; fosfori voidaan kuumentaa ilman sytytystä 205 °C:seen, jos se on levossa; Pieninkin sekoitus aiheuttaa syttymisen jopa 45°C:ssa. Tavallinen fosfori syttyy palamaan 20 sekunnissa joutuessaan kosketuksiin puhtaan sulatetun alumiinin kanssa. Fosfori imee typpeä, mutta ei reagoi sen kanssa. Valkoinen fosfori hohtaa pimeässä joutuessaan kosketuksiin ilmakehän hapen kanssa. Hehkun voimakkuus riippuu happipitoisuudesta. Puhtaassa hapessa alle 27 °C:ssa fosfori ei hehku eikä hapetu. Valkoinen fosfori on myrkyllistä ja 0,15 g:n annos on tappava. Ottaen huomioon fosforin kyky liueta rasvoihin, myrkytystapauksissa rasvaiset ruoat ja maito eivät ole lainkaan hyväksyttäviä, koska ne edistävät fosforin parempaa imeytymistä elimistöön.

Punainen fosfori on modifikaatio, joka eroaa fyysisiltä ja kemiallisilta ominaisuuksiltaan jyrkästi valkoisesta fosforista. Punaista fosforia muodostuu tavallisesta, kun sähköpurkaus johdetaan jälkimmäisen höyryjen läpi. Kuumentamalla valkoisen fosforin liuosta fosforitribromidissa 170-190 °C:n lämpötilassa voidaan eristää ns. vadelmalajike fosfori. Tällä lajikkeella on kolloidinen rakenne ja se on siirtymävaiheessa tavallisen ja punaisen fosforin välillä; fosforitrijodidin läsnäolo kiihdyttää (3 kertaa) reaktiota. Kuumentamalla tavallista fosforia rikillä tai sulfidilla ja käsittelemällä sitten saatu seos alkalin tai ammoniakin vesiliuoksella, voidaan saada myös punaista fosforia. Punainen fosfori tekniikassa saadaan kuumentamalla tavallista fosforia ilman ilmaa lämpötilassa 240-250 ° C; Reaktioon liittyy lämmön vapautuminen. Punaisen fosforin väri muuttuu valmisteen lämpötilan mukaan. Alhaisissa lämpötiloissa sillä on purppuranpunainen sävy, korkeissa lämpötiloissa se on violetti tai violetti. Seleeni nopeuttaa valkoisen fosforin siirtymistä punaiseksi. Tavallisen fosforin seoksen erottaminen punaisesta suoritetaan käsittelemällä hiilidisulfidilla 50 tunnin ajan 250-260 °C:ssa tai 10-prosenttisella natriumalkaliliuoksella 2 tunnin ajan; on myös mahdollista pestä fosfori hiilidisulfidin ja kalsiumkloridiliuoksen seoksella, jonka ominaispaino on 1,349-1,384. Tässä tapauksessa tavallinen fosfori liukenee hiilidisulfidiin ja punainen laskeutuu kalsiumkloridiliuokseen. On oletettu, että fosforin valkoiset ja punaiset muunnelmat ovat kemiallisesti erilaisia; todiste tästä asennosta on, että kun sulaa keltaista ja punaista fosforia sekoitetaan, ei havaita ensimmäisen siirtymistä toiseen. Kuumennettaessa välillä 280-400 °C, punainen fosforihöyry sakeutuu osittain ns. metallista fosforia. Höyryjen nopeassa jäähtymisessä muodostuu osittain punaista fosforia, ja mitä suurempi määrä, sitä korkeampi lämpötila oli ennen jähmettymistä. Vastaanottimen pinta vaikuttaa katalyyttisesti punaisen fosforin muodostumiseen. Kuumennuksen kesto ei vaikuta prosessiin, mutta jäähtymisen tulisi tapahtua nopeasti. On olemassa mielipide (A. Stock), että punainen fosfori muodostuu dissosioituneiden fosforimolekyylien yhdistelmän seurauksena keskenään tai dissosioitumattomien molekyylien kanssa ja että P 4 -keltaisten fosforimolekyylien muodostuminen on suhteellisen hitaampaa kuin fosforimolekyylien muodostuminen. punaiset fosforimolekyylit. Punaisen fosforin kondensoituminen höyrytilasta on riippumaton nestemäisen keltaisen fosforin läsnäolosta. Punainen fosfori, joka on saatu jäähdyttämällä höyryjä, joiden lämpötila oli 1200 ° C, ja paineessa 5 mm, sisältää enintään 1% keltaista fosforia; tästä seuraa, että P2- ja P4-molekyylit osallistuvat punaisen fosforin muodostukseen. On mahdollista, että tämä muodostus noudattaa yhtälöä mР 2 + nP 4 = P 2 m+4 n. On ehdotuksia, että sula fosfori sisältää tasapainossa P 4 -molekyylejä keltaista fosforia ja P n -molekyylejä punaista fosforia:

Punaisen fosforin sulamispisteen yläpuolella (592,5°C, muiden lähteiden mukaan 589,5°C) suurin osa molekyyleistä on P 4 -muodossa, joten nopeassa jäähtymisessä muodostuu valkoinen lajike, mutta hidas jäähtyminen mahdollistaa tasapainon muodostumisen. siirtyy oikealle, ja punaista fosforia vapautuu jähmettymisen aikana. Punaisen fosforin ominaispaino vaihtelee välillä 2,05 - 2,3, mikä saa meidät pitämään sitä kahden muunnelman seoksena. On oletettu, että punainen fosfori on monokliininen kiderakenteessaan. Punaisen fosforin kokoonpuristuvuus (välillä 100-500 atm) on 0,0000092 cm 2 /kg; Punaisen fosforin sulamispiste riippuu kuumennusnopeudesta ja vaihtelee ±0,5°C:n sisällä. Punaisen fosforin höyrynpaine 230°C - 0 mm, 360°C - 0,1 mm, 500°C - 9 atm. Punainen fosfori ei liukene hiilidisulfidiin. Lämmön vapautuessa saatu punainen fosfori sisältää vähemmän energiaa ja on paljon vähemmän aktiivinen kuin valkoinen fosfori. Punainen fosfori ei ole myrkyllistä, se ei syty ilmassa, minkä vuoksi sen varastointi ei ole niin vaarallista. Punainen fosfori syttyy palamaan törmäyksessä. Gittorf väittää, että punaisen fosforin siirtymistä keltaiseksi ei havaita 320 °C:n lämpötilassa, mutta jälkimmäinen muodostuu 358 °C:ssa. Suljetussa putkessa punainen fosfori on vahvaa lämpötiloissa 450 - 610 °C.

Kiteinen tai violetti fosfori on kiderakenne, kiteet ovat trigonaalisia ja aksiaalinen suhde a:c = 1:1,1308. Se saadaan kiteyttämällä sulasta lyijystä tai vismutista sekä kuumentamalla valkoista fosforia paineessa 500 kg / cm 2 natriumin läsnä ollessa. Ei liukene hiilidisulfidiin; violetin fosforin ominaispaino 2,34; se sublimoituu 690,9 °C:ssa; sulamispiste 589,5 °C paineessa 43,1 atm.

Mustaa fosforia (R. Bridgeman) saadaan tavallisesta fosforista kuumennettaessa 216 °C:seen 89 atm:n paineessa. Se on liukenematon hiilidisulfidiin; syttyy 400 °C:n lämpötilassa eikä syty iskusta; punaisen fosforin siirtymälämpötila mustaksi 575 °C; punainen fosfori muuttuu mustaksi kuumennettaessa vetyilmakehässä 200°C:ssa ja 90 atm:n paineessa (V. Ipatiev). Vain 2 muunnelmaa ovat teknisesti tärkeitä: valkoinen (keltainen) ja punainen fosfori.

Fosforin saaminen. Yleensä valmistetaan valkoista fosforia, joka tarvittaessa muunnetaan myöhemmin punaiseksi modifikaatioksi. Fosforin saannin lähtöaine on fosforiitit - luonnon trikalsiumfosfaatti, parasta luutuhka. Prosessi koostuu fosfaatin pelkistämisestä hiilellä tai alumiinin vaikutuksesta natriummetafosfaattiin, johon on sekoitettu piidioksidia:

6NaPO 3 + 3SiO 2 + 10Al \u003d 3Na 2SiO 3 + 5Al 2O 3 + 6P.

Fosforin tuotantoon on olemassa kaksi menetelmää: 1) vanha Pelletier-menetelmä, jossa fosfaattia (luujauhoa) käsitellään laimealla rikkihapolla ja trikalsiumfosfaatti muunnetaan monokalsiumfosfaatiksi:

Ca 3 (PО 4) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d 2CaSO 4 + Ca (H 2 PО 4) 2.

Jälkimmäisen liuos erotetaan kipsistä (CaSO 2H 2 O), haihdutetaan, kalsinoidaan hiilellä ja saadaan kalsiummetafosfaattia:

Ca (H 2 RO 4) 2 \u003d 2H 2 O + Ca (RO 3) 2,

joka antaa voimakkaan kalsinoinnin jälkeen fosforia, trikalsiumfosfaattia ja hiilimonoksidia:

ZCa (RO 3) 2 + 10C \u003d Ca 3 (RO 4) 2 + 4P + 10CO.

Wehler-menetelmän mukaan ne etenevät suoraan trikalsiumfosfaatista:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 6SiO 2 + 10C \u003d 6CaSiO 3 + 10CO + 4P.

Tämä prosessi vaatii korkeaa lämpötilaa ja sitä alettiin käyttää vain sähköuunien käyttöönoton yhteydessä. On olemassa myös menetelmä fosforin saamiseksi vapaasta fosforihaposta, joka on sekoitettu hiileen sähkövirralla. Akateemikko Neuvostoliitossa. E. V. Britske kehitti menetelmän fosforin saamiseksi masuuneissa.

Kaupallinen tuote sisältää aina jäämiä arseenista, piiyhdisteistä ja hiilestä. Mekaaniset epäpuhtaudet poistetaan suodattamalla ja vielä paremmin uudelleentislaamalla. Valkoisen fosforin muuttaminen punaiseksi suoritetaan lämpötilassa 260 °C; paineen lasku hidastaa reaktion kulkua; valaistus nopeuttaa prosessia; katalyytit (jodi, seleeni) myös vaikuttavat.

Fosforin analyyttinen määritys. Fosforihöyry vaikuttaa hopeanitraatilla kyllästettyyn märkään paperiin ja saa sen mustumaan. Mustaisuus johtuu fosforin ja metallin muodostumisesta hopea . Reaktio etenee 2 vaiheessa. Fosfori reagoi veden kanssa muodostaen vetyfosforia ja hypofosforihappoa:

P 4 + 6H 2 O \u003d ZN 3 RO 2 + PH 3.

Reaktiosta syntyvät yhdisteet vaikuttavat hopeanitraattiin:

H3PO 2 +2H 2 O + 4AgNO 3 \u003d 4HNO3+H3PO 4 +4Ag;

PH 3 + 3AgNO 3 \u003d 3HNO 3 + PAg 3.

Tämä reaktio soveltuu valkoisen fosforin löytämiseen vain ilman H2S:ää, AsH3:a, SbH3:a sekä muurahaisaldehydiä ja muurahaishappoa. Myrkyllisen fosforin löytö (Mitcherlichin mukaan) perustuu fosforin kykyyn hehkua kosteassa ilmassa pimeässä. Murskattu aine, josta fosforin oletetaan löytyvän, laitetaan jääkaappiin yhdistettyyn pulloon. Pulloon kaadetaan niin paljon vettä, että saadaan nestemäinen liete, ja pullon sisältö neutraloidaan viinihapolla, kunnes se on lievästi hapan. Kun pulloa lämmitetään pimeässä, jääkaapissa saa aikaan jo merkityksetön määrä fosforia (muutama mg). Koska luminesenssiilmiö voi johtua myös fosforisulfidin läsnäolosta sen hajoamisen jälkeen lämmitettäessä, on suositeltavaa, että pulloa ei lämmitetä suoraan, vaan johtamalla siihen vesihöyryä. Fosforin hehkua ei havaita, jos läsnä on jäämiä ammoniakkista, hiilidisulfidista, alkoholihöyryistä, eteerisistä öljyistä ja tyydyttymättömistä hiilivedyistä, joten tislausta ei pidä lopettaa liian aikaisin. Jos hehkua ei kuitenkaan havaita, suodos hapetetaan kloorivedellä, haihdutetaan vesihauteessa pieneen tilavuuteen ja suoritetaan testi fosforihapon varalta. Fosforin hehkua voidaan havaita myös pullossa, jossa neste lämmitetään ensin kiehuvaksi, sitten jäähdytetään hieman ja kuumennetaan uudelleen kiehuvaksi; 0,0171 mg fosforia hehkuu erittäin selvästi, 0,0085 mg - selvästi, 0,0042 mg - heikosti ja 0,001 mg - epäilyttävää. Fosfori pelkistyy vedyn vaikutuksesta in statu nascendi, ja se tuottaa vetyfosforia, joka veteen sekoitettuna palaa smaragdinvihreänä liekillä, kun se sytytetään platinakärkisen putken ulostuloaukosta. Orgaaniset aineet estävät värin muodostumisen ja siksi d. b. erotettu. Typpihappo hapettaa fosforin helposti fosforihapoksi:

ZR 4 +20NNO 3 + 8H 2 O \u003d 12H 3 RO 4 +20NO3.

Fosforin määrä määritetään sen jälkeen, kun se on hapetettu fosforihapoksi ja saostettu MgNH 4 PO 4 :ksi.

Sovellus. Fosfori on yksi niistä alkuaineista, joita ilman kasvi- ja eläinorganismien asianmukainen kehitys on mahdotonta. Ravinnealustan fosforipitoisuuden ja kasvien kasvun välillä on suora yhteys. Fosfori, typen ja kaliumin ohella, on tärkein ravintoaine, jossa sivu - x. kasvit. Vieraantuessaan pellolta viljasadon mukana, fosforilla ei ole suljettua kiertokulkua, ja siksi ilman sen keinotekoista tuomista maaperään ulkopuolelta havaitaan maaperän ehtymistä. Fosforia sisältävät lannoitteet muodostavat suurimman ryhmän. Fosforia käytetään sotilasasioissa savua synnyttävänä aineena ja sytytysammusten täyttämiseen.