Fosfor og dets forbindelser. Praktisk anvendelse av fosforforbindelser

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sist endret: 2023-12-17 05:37

Blant de biogene elementene bør det gis en spesiell plass til fosfor. Faktisk, uten det, er eksistensen av slike vitale forbindelser som for eksempel ATP eller fosfolipider, så vel som mange andre organiske stoffer, umulig. Samtidig er det uorganiske materialet til dette elementet veldig rikt på forskjellige molekyler. Fosfor og dets forbindelser er mye brukt i industrien, er viktige deltakere i biologiske prosesser, og brukes i ulike grener av menneskelig aktivitet. Tenk derfor på hva dette elementet er, hva dets enkle stoff og de viktigste forbindelsene er.

Fosfor: generelle egenskaper ved grunnstoffet

Posisjonen i det periodiske systemet kan beskrives i flere punkter.

1. Femte gruppe, hovedundergruppe.
2. Tredje liten periode.
3. Ordinal number - 15.
4. Atommassen er 30 974.
5. Elektronisk konfigurasjon av atomet 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Mulige oksidasjonstilstander fra-3 til +5.
7. Kjemisk symbol - P, uttale i formlene "pe". Navnet på grunnstoffet er fosfor. Latinsk navn Fosfor.

Historien om oppdagelsen av dette atomet går tilbake til det fjerne XII århundre. Selv i registrene til alkymister var det informasjon som indikerte mottak av et ukjent "lysende" stoff. Imidlertid var den offisielle datoen for syntesen og oppdagelsen av fosfor 1669. Den konkursrammede kjøpmannen Brand, på jakt etter de vises stein, syntetiserte ved et uhell et stoff som var i stand til å avgi en glød og brenne med en skarp blendende flamme. Han gjorde dette ved gjentatte ganger å kalsinere menneskelig urin.

Etter det, uavhengig av hverandre, ble dette elementet mottatt på omtrent samme måter:

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

I dag er en av de mest populære metodene for syntese av dette stoffet reduksjon fra de tilsvarende fosforholdige mineralene ved høye temperaturer under påvirkning av karbonmonoksid og silika. Prosessen utføres i spesielle ovner. Fosfor og dets forbindelser er svært viktige stoffer både for levende vesener og for mange synteser i kjemisk industri. Derfor bør man vurdere hva dette elementet er som et enkelt stoff og hvor det finnes i naturen.

Enkelt stoff-fosfor

Det er vanskelig å nevne en spesifikk forbindelse når det kommer til fosfor. Dette er på grunn av de mangeallotropiske modifikasjoner som dette elementet har. Det er fire hovedvarianter av det enkle stoffet fosfor.

1. Hvit. Dette er en forbindelse hvis formel er Р₄. Det er et hvitt flyktig stoff med en skarp ubehagelig lukt av hvitløk. Den antennes spontant i luft ved normale temperaturer. Brenner med et lysende blekgrønt lys. Svært giftig og livstruende. Den kjemiske aktiviteten er ekstremt høy, så den oppnås og lagres under et lag med renset vann. Dette er mulig på grunn av dårlig løselighet i polare løsningsmidler. Karbondisulfid og organiske stoffer er best egnet for dette hvite fosforet. Når den oppvarmes, er den i stand til å forvandle seg til den neste allotropiske formen - rødt fosfor. Ved kondensering og avkjøling av damper er den i stand til å danne lag. Fet å ta på, myk, skjæres lett med kniv, hvit (litt gulaktig). Smeltepunkt 44⁰C. På grunn av sin kjemiske aktivitet brukes den i synteser. Men på grunn av sin giftighet har den ikke en bred industriell bruk.
2. Gul. Det er en dårlig renset form for hvitt fosfor. Den er enda mer giftig, den lukter også ubehagelig av hvitløk. Antenner og brenner med en lysende grønn flamme. Disse gule eller brune krystallene løses ikke opp i vann i det hele tatt; når de er fullstendig oksidert, avgir de drag av hvit røyk med sammensetningen P₄O₁₀.
3. Rød fosfor og dets forbindelser er den vanligste og mest brukte modifikasjonen av dette stoffet i industrien. Deigaktig rød masse, som under økt trykk kanå gå over i form av fiolette krystaller, er kjemisk inaktiv. Det er en polymer som bare kan oppløses i visse metaller og ingenting annet. Ved en temperatur på 250⁰С sublimeres den og blir til en hvit modifikasjon. Ikke så giftig som tidligere former. Imidlertid er langvarig eksponering for kroppen giftig. Den brukes til å påføre et brennende belegg på fyrstikkesker. Dette forklares med at den ikke kan antennes spontant, men den eksploderer (antenner) under denotering og friksjon.
4. Svart. I følge eksterne data er det veldig likt grafitt, det er også fett å ta på. Det er en elektrisk halvleder. Mørke krystaller, skinnende, som ikke er i stand til å løse seg opp i noen løsemidler i det hele tatt. For at det skal ta fyr, trengs det svært høye temperaturer og foroppvarming.

Interessant er også den nylig oppdagede formen for fosfor - metallisk. Den er en leder og har et kubisk krystallgitter.

Kjemiske egenskaper

De kjemiske egenskapene til fosfor avhenger av hvilken form det er i. Som nevnt ovenfor, den mest aktive gule og hvite modifikasjonen. Generelt er fosfor i stand til å samhandle med:

• metaller, danner fosfider og fungerer som et oksidasjonsmiddel;
• ikke-metaller, fungerer som et reduksjonsmiddel og danner flyktige og ikke-flyktige forbindelser av ulike slag;
• sterke oksidasjonsmidler som blir til fosforsyre;
• med konsentrerte kaustiske alkalier etter typedisproporsjonering;
• med vann ved svært høy temperatur;
• med oksygen for å danne forskjellige oksider.

De kjemiske egenskapene til fosfor ligner de til nitrogen. Han er tross alt en del av pnictogen-gruppen. Aktiviteten er imidlertid flere størrelsesordener høyere på grunn av mangfoldet av allotropiske modifikasjoner.

Å være i naturen

Som næringsstoff er fosfor svært rikelig. Prosentandelen i jordskorpen er 0,09 %. Dette er en ganske stor indikator. Hvor finnes dette atomet i naturen? Det er flere hovedsteder å navngi:

• grønn del av planter, deres frø og frukter;
• dyrevev (muskler, bein, tannemalje, mange viktige organiske forbindelser);
• crust;
• jord;
• bergarter og mineraler;
• sjøvann.

I dette tilfellet kan vi bare snakke om relaterte former, men ikke om en enkel substans. Tross alt er han ekstremt aktiv, og dette lar ham ikke være fri. Blant mineralene som er rikest på fosfor er:

• engelsk;
• fluorapaptite;
• svanbergite;
• fosforitt og andre.

Den biologiske betydningen av dette elementet kan ikke overvurderes. Tross alt er det en del av forbindelser som:

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

Det vil si alle de som er livsviktige og som hele organismen er bygget opp fra. Dagpengene for en gjennomsnittlig voksen er omtrent 2 gram.

Fosfor og dets forbindelser

Denne grunnstoffet er veldig aktivt og danner mange forskjellige stoffer. Det danner tross alt også fosfider, og fungerer selv som et reduksjonsmiddel. På grunn av dette er det vanskelig å nevne et element som vil være inert når man reagerer med det. Derfor er formlene for fosforforbindelser ekstremt forskjellige. Det er flere klasser av stoffer i dannelsen som han er en aktiv deltaker i.

1. Binære forbindelser - oksider, fosfider, flyktige hydrogenforbindelser, sulfid, nitrid og andre. For eksempel: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{og andre.}
2. Komplekse stoffer: s alter av alle typer (middels, sure, basiske, doble, komplekse), syrer. Eksempel: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ og andre.
3. Oksygenholdige organiske forbindelser: proteiner, fosfolipider, ATP, DNA, RNA og andre.

De fleste av de angitte typene stoffer er av stor industriell og biologisk betydning. Bruken av fosfor og dets forbindelser er mulig både til medisinske formål og for fremstilling av helt vanlige husholdningsartikler.

Forbindelser med metaller

Binære forbindelser av fosfor med metaller og mindre elektronegative ikke-metaller kalles fosfider. Dette er s altlignende stoffer som er ekstremt ustabile når de utsettes for ulike midler. Rask nedbrytning (hydrolyse) gir jevnvanlig vann.

I tillegg, under påvirkning av ikke-konsentrerte syrer, brytes stoffet også ned til de tilsvarende produktene. Hvis vi for eksempel snakker om hydrolyse av kalsiumfosfid, vil produktene være metallhydroksid og fosfin:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

Og ved å utsette fosfidet for dekomponering under påvirkning av en mineralsyre, får vi tilsvarende s alt og fosfin:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

Generelt ligger verdien av forbindelsene under vurdering nettopp i det faktum at det dannes en hydrogenforbindelse av fosfor, hvis egenskaper vil bli vurdert nedenfor.

Flyktige stoffer basert på fosfor

Det er to hovedtyper:

• hvit fosfor;
• fosfin.

Vi nevnte allerede den første ovenfor og ga karakteristikkene. De sa at det var tykk hvit røyk, svært giftig, illeluktende og selvantennende under normale forhold.

Men hva er fosfin? Dette er det vanligste og mest kjente flyktige stoffet, som inkluderer det aktuelle grunnstoffet. Det er binært, og den andre deltakeren er hydrogen. Formelen for hydrogenforbindelsen av fosfor er pH₃, navnet er fosfin.

Egenskapene til dette stoffet kan beskrives som følger.

1. Flyktig fargeløs gass.
2. Veldig giftig.
3. Det lukter råtten fisk.
4. Samvirker ikke med vann og løser seg svært dårlig opp i det. Godt løselig iorganisk.
5. Under normale forhold, veldig reaktivt.
6. Selvantenner i luft.
7. Produsert fra nedbrytning av metallfosfider.

Et annet navn er Phosphane. Historier fra eldgamle tider er knyttet til det. Alt handler om de «vandrende lysene» som folk noen ganger så og ser nå på kirkegårder og sumper. Sfæriske eller stearinlyslignende lys som dukker opp her og der, som gir inntrykk av bevegelse, ble ansett som et dårlig tegn, og overtroiske mennesker var veldig redde for dem. Årsaken til dette fenomenet, ifølge de moderne synspunktene til noen forskere, kan betraktes som spontan forbrenning av fosfin, som dannes naturlig under nedbrytningen av organiske rester, både planter og dyr. Gassen kommer ut og, i kontakt med oksygen i luften, antennes. Flammefarge og størrelse kan variere. Oftest er dette grønnaktige, sterke lys.

Det er klart at alle flyktige fosforforbindelser er giftige stoffer som er lette å oppdage ved en skarp ubehagelig lukt. Dette skiltet bidrar til å unngå forgiftning og ubehagelige konsekvenser.

Forbindelser med ikke-metaller

Hvis fosfor oppfører seg som et reduksjonsmiddel, bør vi snakke om binære forbindelser med ikke-metaller. Oftest er de mer elektronegative. Så vi kan skille flere typer stoffer av denne typen:

• forbindelse av fosfor og svovel - fosforsulfid P₂S₃;
• fosforklorid III, V;
• oksider og anhydrid;
• bromid og jodid ogandre.

Kjemien til fosfor og dets forbindelser er mangfoldig, så det er vanskelig å identifisere de viktigste av dem. Hvis vi snakker spesifikt om stoffene som dannes av fosfor og ikke-metaller, er oksider og klorider av forskjellige sammensetninger av størst betydning. De brukes i kjemiske synteser som avvanningsmidler, som katalysatorer og så videre.

Så, et av de kraftigste tørkemidlene er det høyeste fosforoksidet - P₂O₅. Det tiltrekker vann så sterkt at ved direkte kontakt med det oppstår en voldsom reaksjon med sterkt støyakkompagnement. Stoffet i seg selv er en hvit snølignende masse, nærmere amorf i sin aggregeringstilstand.

Oksygenerte organiske forbindelser med fosfor

Det er kjent at organisk kjemi langt overgår uorganisk kjemi når det gjelder antall forbindelser. Dette forklares av fenomenet isomerisme og evnen til karbonatomer til å danne kjeder av atomer med forskjellige strukturer, som lukkes med hverandre. Naturligvis er det en viss rekkefølge, det vil si en klassifisering, som all organisk kjemi er underlagt. Tilkoblingsklasser er forskjellige, men vi er interessert i en spesifikk, direkte relatert til det aktuelle elementet. Dette er oksygenholdige forbindelser med fosfor. Disse inkluderer:

• koenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoksalfosfat og andre;
• proteins;
• nukleinsyrer, siden fosforsyreresten er en del av nukleotidet;
• fosfolipider og fosfoproteiner;
• enzymer og katalysatorer.

Type ion derfosfor er involvert i dannelsen av et molekyl av disse forbindelsene, den neste er PO₄^3-, det vil si at det er en syrerest av fosforsyre. Det finnes i noen proteiner som et fritt atom eller et enkelt ion.

For normal funksjon av enhver levende organisme er dette grunnstoffet og de organiske forbindelsene som dannes av det ekstremt viktige og nødvendige. Uten proteinmolekyler er det faktisk umulig å bygge en enkelt strukturell del av kroppen. Og DNA og RNA er de viktigste bærerne og formidlerne av arvelig informasjon. Generelt må alle tilkoblinger være til stede uten feil.

Bruk av fosfor i industrien

Bruken av fosfor og dets forbindelser i industrien kan karakteriseres på flere punkter.

1. Brukes til fremstilling av fyrstikker, eksplosive forbindelser, brannbomber, noe drivstoff, smøremidler.
2. Som gassabsorber og i produksjon av glødelamper.
3. For å beskytte metaller mot korrosjon.
4. I landbruket som jordgjødsel.
5. Som vannmykner.
6. I kjemiske synteser ved produksjon av ulike stoffer.

Rollen i levende organismer er redusert til deltakelse i dannelsen av tannemalje og bein. Deltakelse i reaksjoner av ana- og katabolisme, samt opprettholde bufring av det indre miljøet til cellen og biologiske væsker. Det er grunnlaget i syntesen av DNA, RNA, fosfolipider.