Fosfor och dess föreningar. Praktisk tillämpning av fosforföreningar

Bland biogena element bör en särskild plats ges till fosfor. Faktum är att förekomsten av sådana väsentliga föreningar som exempelvis ATP eller fosfolipider, liksom många andra organiska substanser, är omöjligt . Dessutom är det oorganiska med detta element mycket rik på olika molekyler. Fosfor och dess föreningar används ofta i industrin, viktiga deltagare i biologiska processer, används i ett brett spektrum av mänskliga aktiviteter. Låt oss därför överväga vad det givna elementet är, vad är dess enkla fråga och de viktigaste föreningarna.

Fosfor: Den allmänna egenskapen hos ett element

Situationen i det periodiska tabellen kan beskrivas i flera stycken.

1. Den femte gruppen, den huvudsakliga undergruppen.
2. Den tredje lilla perioden.
3. Serienumret är 15.
4. Atommassan är 30.974.
5. Den elektroniska konfigurationen av atomen är 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³ .
6. Eventuella oxidationstillstånd från -3 till +5.
7. Den kemiska symbolen är P, uttalet i formlerna "pe." Elementets namn är fosfor. Det latinska namnet är fosfor.

Historien om upptäckten av denna atom är rotad i det fjärde XII-talet. Redan i alchemisternas register fanns det uppgifter som indikerar mottagandet av ett okänt "glödande" ämne. År 1669 var dock det officiella datumet för syntes och upptäckt av fosfor. Den konkurshandlarehandlare Brand i hans sökande efter en filosofisk sten syntetiserade per oavsiktligt ett ämne som kunde producera en glöd och brinnande med en ljusbländande flamma. Han gjorde detta genom att upprepade gånger kalcinera mänsklig urin.

Efter det, oberoende av varandra, med ungefär samma metoder erhölls detta element:

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

Idag är ett av de mest populära sätten att syntetisera detta ämne att återhämta sig från motsvarande fosforhaltiga mineraler vid höga temperaturer som påverkas av kolmonoxid och kiseldioxid. Processen utförs i speciella ugnar. Fosfor och dess föreningar är mycket viktiga ämnen för både levande varelser och för många synteser inom kemisk industri. Därför bör vi överväga vad det givna elementet är som en enkel sak och var i naturen finns den.

Enkel substans fosfor

Det är svårt att namnge en viss förening när det gäller fosfor. Detta förklaras av de många allotropa modifieringar som detta element har. Det finns fyra huvudtyper av enkla frågor om fosfor.

1. White. Denna förening, vars formel är P4. Det är ett vitt flyktigt ämne med en skarp obehaglig lukt av vitlök. Självantänd i luft vid vanlig temperatur. Bränner med ett lysande ljusgrönt ljus. Mycket giftigt och farligt för livet. Den kemiska aktiviteten är extremt hög, så den erhålls och lagras under ett skikt av renat vatten. Detta är möjligt på grund av dålig löslighet i polära lösningsmedel. Bäst för denna vita fosfor passar koldisulfid och organiska ämnen. När den upphettas kan den passera in i nästa allotropa form - röd fosfor. När kondens och kylning av rök kan bilda strata. Vid beröring, fet, mjuk, lättskuren med en kniv, vit (något gulaktig). Smältpunkten är 44 ^° C. På grund av den kemiska aktiviteten används den i synteser. Men på grund av virulens har den ingen bred industriell tillämpning.
2. Gul. Detta är en dåligt renad form av vit fosfor. Det är ännu mer giftigt, det luktar också vitlök obehagligt. Det lyser upp och brinner med en lysande grön flamma. Dessa gula eller bruna kristaller i vatten löses inte fullständigt, med fullständig oxidation, separeras vita rökmoln med kompositionen P ₄ O ₁₀ .
3. Röda fosfor och dess föreningar är de vanligaste och mest använda i branschmodifieringen av detta ämne. En pastaliknande röd massa, som vid förhöjt tryck kan passera in i form av violett kristaller, är kemiskt inaktiv. Det är en polymer som bara kan lösas i vissa metaller och mer i någonting. Vid en temperatur av 250 ^° C sublimerar den och passerar in i en vit modifiering. Inte lika giftigt som tidigare formulär. Emellertid är långvarig exponering för kroppen giftig. Den används vid applicering av en bränslebeläggning på matchboxar. Detta förklaras av det faktum att det inte kan tändas spontant, men när det detonerar och gnider det exploderar (lyser upp).
4. Black. Enligt extern data är mycket lik grafit också fet att hålla kontakten med. Det är en halvledare av elektrisk ström. Mörka kristaller, glänsande, som inte kan lösas i några lösningsmedel alls. För att fånga eld, krävs mycket höga temperaturer och preliminär glödgning.

Inte heller så länge sedan är en öppen form av fosfor, metallisk, av intresse. Det är en ledare och har en kubisk kristallgitter.

Kemiska egenskaper

Kemiska egenskaper hos fosfor beror på formen i vilken den finns. Som redan nämnts, den mest aktiva gula och vita modifieringen. I allmänhet kan fosfor interagera med:

• Metaller, som bildar fosfider och verkar som en oxidator;
• Nonmetals, som verkar som ett reduktionsmedel och bildar flyktiga och icke-flyktiga föreningar av olika slag;
• Starka oxidanter, som går in i fosforsyra ;
• Med koncentrerade kaustiska alkalier av typen disproportionering;
• Med vatten vid mycket hög temperatur;
• Med syre för att bilda olika oxider.

Kemiska egenskaper hos fosfor liknar kväveförhållandena. Eftersom han är en del av gruppen av pniktogener. Aktiviteten är emellertid flera storleksordningar högre på grund av de olika allotropa modifieringarna.

Att vara i naturen

Som ett biogent element är fosfor mycket vanlig. Dess andel i jordskorpan är 0,09%. Detta är en ganska stor indikator. Var förekommer denna atomen i naturen? Det finns flera huvudplatser som ska nämnas:

• Grön del av växter, deras frön och frukter;
• Djurvävnader (muskler, ben, tandemaljning, många viktiga organiska föreningar);
• Jordskorpa;
• jord;
• Stenar och mineraler;
• Havsvatten.

Således är det möjligt att bara tala om de anslutna formerna, men inte om en enkel substans. När allt kommer omkring är han extremt aktiv, och det här låter inte honom vara fri. Bland mineralerna är de rikaste i fosfor:

• Inglish;
• ftorapaptit;
• svanbergite;
• Fosforit och andra.

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

• proteiner;
• fosfolipider;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteidy;
• enzymer.

Det är alla som är viktiga och från vilka hela kroppen är byggd som en helhet. Den dagliga normen för en normal vuxen är ca 2 gram.

Fosfor och dess föreningar

Som mycket aktiv utgör detta element en mängd olika ämnen. Det bildar trots allt fosfider och fungerar som ett reduktionsmedel. På grund av detta är det svårt att namnge ett element som skulle vara inert när man reagerade med det. Och därför är fosforföreningarna extremt olika. Du kan ta med flera klasser av ämnen i den bildning som han är en aktiv deltagare av.

1. Binära föreningar - oxider, fosfater, flyktig väteförening, sulfid, nitrid och andra. Till exempel: P2O5, PCL3, P2S3, PH3 och andra.
2. Komplexa ämnen: salter av alla typer (medium, sur, bas, dubbel, komplex), syror. Exempel: H3PO4, Na3P04, H4P206, Ca (H2PO4) ₂ , (NH4) 2HP04 och andra.
3. Syreinnehållande organiska föreningar: proteiner, fosfolipider, ATP, DNA, RNA och andra.

De flesta av de angivna ämnena har en viktig industriell och biologisk betydelse. Användningen av fosfor och dess föreningar är möjlig både för medicinska ändamål och för produktion av ganska vanliga hushållsartiklar.

Föreningar med metaller

Binära fosforföreningar med metaller och mindre elektronegativa icke-metaller kallas fosfider. Dessa är saltliknande substanser som har extrem instabilitet när de utsätts för olika medel. Snabb sönderdelning (hydrolys) orsakas även av vanligt vatten.

Dessutom, under inverkan av icke-koncentrerade syror, uppträder även sönderdelningen av substansen i motsvarande produkter. Om vi till exempel talar om hydrolysen av kalciumfosfid, kommer produkterna att vara metallhydroxid och fosfin:

Ca3P2 + 6H20 = 3Ca (OH) ₂ + 2PH3 ↑

Och genom att exponera fosfiden för sönderdelning under verkan av en mineralsyra får vi motsvarande salt och fosfin:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH ₃ ↑

I allmänhet är värdet av de ifrågavarande föreningarna exakt att sålunda bildas en väteförening av fosfor, vars egenskaper kommer att beaktas nedan.

Flyktiga ämnen baserade på fosfor

Det finns två huvudsakliga:

• Vit fosfor;
• fosfin.

Om det första vi redan har nämnt ovan och egenskaperna resulterade. De sa att det var en vit, tjock rök, mycket giftig, obehagligt luktande och självantändande under normala förhållanden.

Men vad är fosfin? Detta är det vanligaste och kända flyktiga ämnet, vilket innefattar det aktuella elementet. Det är binärt och den andra deltagaren är väte. Formeln för väteföreningen av fosfor är PH3, namnet är fosfin.

Egenskaperna för detta ämne kan beskrivas enligt följande.

1. Flyktig färglös gas.
2. Mycket giftigt.
3. Har lukten av rått fisk.
4. Med vatten det inte interagerar och det löser sig väldigt dåligt i det. Mycket lösligt i organiska ämnen.
5. Under normala förhållanden är den mycket kemiskt aktiv.
6. Spontant antänds i luften.
7. Det bildas under nedbrytningen av metallfosfider.

Ett annat namn är fosfan. Med det är kopplade historierna från de antika tiderna. Det handlar om "vandrande ljus" som människor ibland ser och ser nu i kyrkogårdar, träsklar. Bollliknande eller ljusliknande ljus som förekommer här och där, vilket skapar rörelsens intryck, ansågs vara en dålig omen och de var mycket rädda för vidskepliga människor. Orsaken till detta fenomen, enligt modern syn på vissa forskare, kan betraktas som spontan förbränning av fosfin, som bildas naturligt genom sönderdelning av organiska rester, både växt och djur. Gassen kommer ut och, vid beröring av luftens syre, tänds. Flammans färg och storlek kan variera. Oftast är dessa gröna ljusa ljus.

Självklart är alla flyktiga föreningar av fosfor giftiga substanser som lätt upptäcks av en skarp, otrevlig lukt. Detta tecken hjälper till att undvika förgiftning och obehagliga konsekvenser.

Föreningar med icke-metaller

Om fosfor beter sig som ett reduktionsmedel, bör vi prata om binära föreningar med nonmetals. Oftast är de mer elektronegative. Således kan olika slags ämnen av detta slag särskiljas:

• En fosfor- och svavelförening - fosforsulfid P ₂ S ₃ ;
• Fosforklorid III, V;
• Oxider och anhydrid;
• Bromid och jodid och andra.

Kemis av fosfor och dess föreningar är olika, så det är svårt att identifiera de viktigaste av dem. Om vi pratar specifikt om de ämnen som bildar fosfor och nonmetals, då är de viktigaste oxider och klorider av olika sammansättning. De används i kemisk syntes som dehydreringsmedel, som katalysatorer och så vidare.

Således är ett av de mest kraftfulla dehydratiseringsmedlen den högsta fosforoxiden , P ₂ O ₅ . Det drar vatten så starkt att med direktkontakt med det finns en våldsam reaktion med ett starkt ljudkomplement. Ämnet i sig är en vit, snöliknande massa, närmare ett amorf tillstånd i aggregerat tillstånd.

Syreinnehållande organiska föreningar med fosfor

Det är känt att organisk kemi med antalet föreningar långt överstiger den oorganiska kemi. Detta beror på fenomenet isomeri och förmågan hos kolatomer att bilda en annan struktur av kedjan av atomer, avslutande med varandra. Naturligtvis finns det en viss ordning, det vill säga en klassificering som all organisk kemi är föremål för. Anslutningsklasserna är olika, men vi är intresserade av en viss, direkt relaterad till elementet i fråga. Dessa är syreinnehållande föreningar med fosfor. Dessa inkluderar:

• Coenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoxalfosfat och andra;
• proteiner;
• Nukleinsyror, eftersom fosforsyraresten är en del av nukleotiden;
• Fosfolipider och fosfoproteiner;
• Enzymer och katalysatorer.

Den typ av jon, i vilken fosfor deltar i bildandet av en molekyl av dessa föreningar, är PO4-3, det vill säga den sura återstoden av fosforsyra. I kompositionen av vissa proteiner kommer den in i form av en fri atom eller en enkel jon.

För den normala vitala aktiviteten hos varje levande organism är detta element och de organiska föreningar som bildas av det extremt viktiga och nödvändiga. Trots allt, utan proteinmolekyler, är det omöjligt att bygga någon strukturell del av kroppen. Och DNA och RNA är huvudbärare och sändare av ärftlig information. I allmänhet måste alla anslutningar vara närvarande utan att misslyckas.

Användning av fosfor i industrin

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

1. Används vid tillverkning av tändstickor, sprängämnen, brandbomber, vissa typer av bränsle, smörjmedel.
2. Som en absorberare av gaser, liksom vid tillverkning av glödlampor.
3. Att skydda metaller mot korrosion.
4. I jordbruket som gödningsmedel jord.
5. Som ett medel för mjukning av vatten.
6. I kemiska synteser vid framställning av olika ämnen.

Rollen i levande organismer reduceras till deltagande i processerna för bildning av tandemalj och ben. Deltagande i reaktionerna av ana- och katabolism, samt upprätthålla buffring av den inre miljön hos cellen och biologiska vätskor. Det är grunden i syntesen av DNA, RNA, fosfolipider.