Phosphor og forbindelser. Praktisk anvendelse af phosphorforbindelser

Blandt de næringsstoffer, der er nødvendige for at tildele et særligt sted, det er fosfor. Fordi det kan ikke eksistere uden så vitale forbindelser, såsom ATP eller phospholipider samt mange andre organiske stoffer. Hvor det uorganiske og dette element er meget rig på forskellige molekyler. Fosfor og dets forbindelser er meget udbredt i industrien, er vigtige aktører i biologiske processer, der anvendes i forskellige områder af menneskelig aktivitet. Derfor anser vi, hvad der udgør det element, hvad er dens enkle stof og de vigtigste forbindelser.

Phosphor: en generel beskrivelse af elementet

Position i det periodiske system kan beskrives på et par stykker.

1. Den femte gruppe, den største gruppe.
2. En tredje lille periode.
3. Serienummer - 15.
4. Atommasse - 30,974.
5. E-konfiguration 1s atom ² 2s ² 2p ⁶ 3s 3p ^{2 3.}
6. Mulige oxidationstrin på -3 til +5.
7. Den kemiske symbol - P i formler udtale "pe". Navnet på det element - fosfor. Det latinske navn Fosfor.

Historien om opdagelsen af atomet har sine rødder i det fjerne XII århundrede. Selv i protokollerne for de alkymister mødtes oplysninger, taler om at få en ukendt "lysende" stof. Men den officielle dato for opdagelsen og syntese af fosfor begyndte i 1669. Konkurs shopping Brand købmand på jagt efter de vises sten syntetiseret tilfældigt stoffet, som kan udsende en lys glød og brænde blændende flamme. Han gjorde dette ved gentagen kalcinering human urin.

Efter den uafhængigt om de samme måder andet aktive element modtages:

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

Dag, en af de mest populære metoder til syntese af stoffet - genetablering af de tilsvarende phosphorholdige mineraler ved høje temperaturer under påvirkning af carbondioxid og silica. Fremgangsmåden udføres i specielle ovne. Fosfor og dets forbindelser er meget vigtige stoffer til levende væsener samt for en række synteser i den kemiske industri. Derfor er det nødvendigt at overveje, hvad der er det aktive element som en simpel stof og hvor i naturen indeholdt.

Simple stof fosfor

Det er svært at nævne nogen særlig tilknytning til, i tilfælde af fosfor. Dette skyldes det store antal allotropic ændringer, der har dette element. Der er fire hovedtyper af simple stoffer af fosfor.

1. Hvid. Denne forbindelse, hvis formel _R4. Det er et hvidt, et flygtigt stof har en skarp ubehagelig lugt af hvidløg. Det spontant bryder i brand i luft ved normale temperaturer. Burns lysende lysegrønne. Meget giftig og farlig for livet. Ekstremt høj reaktivitet, så det blev fremstillet og opbevaret under et lag af renset vand. Dette er muligt på grund af den ringe opløselighed i polære opløsningsmidler. Det er bedst for denne passende disulfid hvid fosfor og organisk stof. Ved opvarmning kan den overføres til de følgende allotropic former - rødt phosphor. Ved køling og kondensering af dampen er i stand til at danne lag. Ved et tryk på fedtet, blød, let skære kniv, hvid (lidt gul). Smeltepunkt 44 ⁰ C. På grund reaktivitet anvendes i syntesen. Men på grund af toksicitet har bred industriel anvendelse.
2. Gul. Dette er dårlig oprenset form af hvidt fosfor. Det er endnu mere giftig, som ubehagelig lugt af hvidløg. Antænder og brænder med en klar flamme glødende grønt. Disse gule eller brune krystaller opløses ikke i vand fuldstændigt, de fuldstændige oxidation klubber udsende hvidt røg sammensætning _P4 O _10.
3. Røde fosfor og dets forbindelser er den mest almindelige og mest anvendte i industrien for at ændre middel. Rød pastaagtig masse, som er ved et forhøjet tryk kan passere i form af violette krystaller er kemisk inaktiv. Denne polymer er i stand til kun at opløse i visse metaller og mere end noget andet. Ved en temperatur på 250 ⁰ C sublimeres ved at lede en hvid modifikation. Ugiftige så meget som tidligere form. Men med forlænget eksponering af kroppen giftige. Det bruges til at påføre en belægning på tændingen tændstikæsker. Dette skyldes det faktum, at det ikke kan antænde spontant, men når denotation og friktion eksploderer (tændt).
4. Sort. Ifølge den eksterne data er meget lig grafit, det er også en fed touch. Denne halvleder elektrisk strøm. Mørke krystaller, skinnende, ikke er i stand til at blive opløst i opløsningsmidler overhovedet. At det lyser, du har brug for meget høje temperaturer og præ raskalivanie.

så også ikke er interesseret i lange åbne form af fosfor - metallet. Det er en leder og har en kubisk krystalgitter.

kemiske egenskaber

Kemiske egenskaber af fosfor afhænger den form, hvori det er placeret. Som nævnt ovenfor er den mest aktive gul og hvid modifikation. Generelt er fosfor kan reagere med:

• metaller formgivning phosphider og fungerer som oxidationsmiddel;
• ikke-metaller, som et reduktionsmiddel og danner flygtige og ikke-flygtige stoffer af anden art;
• stærke oxidationsmidler passerer ind phosphorsyre ;
• med koncentreret alkali ved disproportionering typen;
• med vand ved meget høj temperatur;
• med oxygen til dannelse af forskellige oxider.

Kemiske egenskaber af fosfor svarende til dem af nitrogen. fordi han er en del af en gruppe pniktogenov. Imidlertid er aktiviteten af flere størrelsesordener højere, takket være de mange forskellige allotrope modifikationer.

At være i naturen

Som næringsstoffer, fosfor er en meget almindelig. Dens procentdel er 0,09% i skorpen. Dette er en temmelig stor figur. Hvor fandt denne atom i naturen? Der er flere store steder:

• de grønne planter, deres frø og frugter;
• dyrevæv (muskel, knogle, tand emalje, mange vigtige organiske forbindelser);
• Jordens skorpe;
• jord;
• sten og mineraler;
• havvand.

I dette tilfælde kan vi tale kun om de beslægtede former, men ikke en enkel sag. Efter alt, han er meget aktiv, og det gør ikke tillade ham at være fri. Blandt de rigeste mineraler fosfor er:

• inglish;
• ftorapaptit;
• svanbergite;
• phosphor og andre.

Den biologiske betydning af denne vare kan ikke understreges nok. Efter alt, han er en del af forbindelser, såsom:

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

Det vil sige, alle dem, der er afgørende, og at bygge på hele hele kroppen. Daglig norm for normalt voksent menneske på omkring 2 gram.

Phosphor og forbindelser

Som en meget aktiv, aktive element danner en flerhed af forskellige stoffer. Efter at alle it former og phosphide, og selv virker som et reduktionsmiddel. På grund af dette kan det næppe kaldes et element, der ville være inert i reaktionen til det. Og derfor forbindelserne med formlen fosfor yderst forskelligartet. Man kan nævne en række klasser af stoffer i dannelsen af hvilken han er en aktiv deltager.

1. Binære forbindelser - oxider, phosphider, hydrogen flygtig forbindelse, sulfid, nitrid, og andre. For eksempel: P ₂ O _5, PCL _{3, p2} S _{3, PH3,} og andre.
2. Komplekse stoffer: salte af alle typer (gennemsnit, sure, basiske, dobbelt, kompleks), syrer. Eksempel: _{H3 PO4, Na3 PO4, H4} P ₂ O _6, Ca (H _{2PO 4) 2, (NH4) 2} HPO ₄ og andre.
3. Oxygenholdige organiske forbindelser: proteiner, phospholipider, ATP, DNA, RNA og andre.

De fleste typer af stoffer identificeret er vigtige industrielle og biologiske betydning. Brugen af fosfor og dets forbindelser og eventuelt til medicinske formål og til fremstilling af meget almindelige husholdningsartikler.

Forbindelser med metaller

Binære fosforforbindelser med metaller og ikke-metaller er mindre elektronegative titel phosphider. This saltagtige stoffer, som besidder ekstreme ustabilitet når udsat for forskellige midler. Hurtig nedbrydning (hydrolyse) resulterer i selv almindeligt vand.

Endvidere under indvirkning af ukoncentrerede syre forekommer som sprængemiddel på de tilsvarende produkter. For eksempel, hvis vi taler om hydrolysen af calciumphosphid vil produkterne blive metalhydroxid og phosphin:

_{Ca3 P2} + 6 _H2O = 3Ca (OH) ₂ + 2PH ₃ ↑

En phosphid udsætter nedbrydeligt under indvirkning af en mineralsyre, vi opnå det tilsvarende salt og phosphin:

_{Ca3 P2} + 6HCL = 3CaCL ₂ + 2PH ₃ ↑

Generelt værdien af de omhandlede forbindelser som det tidspunkt, hvor hydrogen dannes som følge af en phosphorforbindelse, hvis egenskaber er beskrevet nedenfor.

Flygtige phosphor-baserede

Der er to vigtigste er:

• hvide phosphor;
• fosfin.

På jorden har vi allerede nævnt ovenfor, og de særlige kendetegn ved drevet. De sagde, at det er en hvid tyk røg, meget giftige, ildelugtende og selvantændende under normale betingelser.

Men hvad er fosfin? Dette er den mest udbredte og kendte flygtigt stof, som omfatter elementet under overvejelse. Det er binær, og det andet element - hydrogen. Formel hydrogen phosphorforbindelser - PH _3, navnet på den phosphin.

Egenskaberne af dette materiale kan beskrives som følger.

1. Flyvende farveløs gas.
2. Meget giftig.
3. Det har lugten af rådne fisk.
4. Da vand reagerer ikke meget dårligt opløselige i det. Det er opløseligt i organisk kemi.
5. Under normale forhold, kemisk meget aktiv.
6. Det spontant bryder i brand i luften.
7. Dannet ved nedbrydning af metal phosphide.

Et andet navn - PHOSPHAN. Det er forbundet med historien om den ældste. Hele pointen med "vandrer brande", at nogle gange folk så og ser nu kirkegårde, sumpe. Sfæriske eller svechepodobnye lys, der vises her og der, hvilket skaber et indtryk af bevægelse, anses et dårligt varsel, og de var meget bange for overtroiske mennesker. Årsagen til dette fænomen, ifølge den nuværende visninger af nogle forskere, kan betragtes selvantændelse af phosphin, som produceres naturligt ved nedbrydning af organiske rester, både planter og dyr. Gassen kommer ud og kommer i kontakt med ilt, lys. kan varieres Farven og størrelsen af flammen. Oftest denne lyse grønt lys.

Naturligvis alle de flygtige phosphorforbindelse - toksiske stoffer, som er let detekteres af en skarp ubehagelig lugt. Denne funktion hjælper med at forhindre forgiftning og de ubehagelige konsekvenser.

Forbindelserne med ikke-metaller

Hvis phosphor opfører sig som et reduktionsmiddel, er det nødvendigt at tale om binære forbindelser med ikke-metaller. Oftest er de mere elektronegative. Så er der flere typer af materialer af denne slags:

• phosphor og svovlforbindelse - sulfid af phosphor P ₂ S _3;
• phosphorchlorid III, V;
• oxider og anhydrid;
• bromid og iodid, og andre.

kemi af fosfor og dets forbindelser varierede, så det er vanskeligt at identificere de vigtigste. Tale konkret af de stoffer, der dannes af fosfor og ikke-metaller, de vigtigste er oxiderne og chlorider af forskellige præparater. De anvendes i kemisk syntese som et dehydratiseringsmiddel, som katalysatorer, og så videre.

Således er en af de mest effektive affugtning middel er højere phosphoroxid - P ₂ O _5. Han tiltrækker kraftigt vand, så når i direkte kontakt med det der er en voldsom reaktion med stærke støj akkompagnement. I sig selv, at stoffet er en hvid sne-lignende masse, i den samlede tilstand tæt på amorf.

Oxygenerede organiske forbindelser med fosfor

Det er kendt, at organisk kemi af antallet af forbindelser er langt overlegen i forhold til uorganisk. Dette fænomen forklares ved evnen af isomeri og carbonatomer til dannelse forskellige strukturer kædeatomer begrænset til hinanden. Naturligvis er der en bestemt rækkefølge, dvs. klassificering, som er omfattet af alle de organiske kemi. Forskellige klasser af forbindelser, men vi er interesseret i en bestemt, direkte relateret til det pågældende element. Denne oxygenholdige forbindelser og phosphor. Disse omfatter:

• coenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoxalphosphat, og andre;
• proteiner;
• nukleinsyrer, som phosphorsyre rest er en del af nukleotid;
• phospholipider og fosfoproteidy;
• enzymer og katalysatorer.

Vid Iona, hvor fosfor molekyler involveret i dannelsen af disse forbindelser følgende - PO ₄ ^3-, dvs. det er den syrerest af phosphorsyre. Strukturen af nogle proteiner den træder en fri atom eller simpel ion.

Normale levetid af hvert aktivt element i den levende organisme og organiske forbindelser dannet af dem er yderst vigtigt og nødvendigt. Det er umuligt at bygge helst af de strukturelle dele af kroppen uden proteinmolekyler. En DNA og RNA - de vigtigste luftfartsselskaber og sendere af genetisk information. Generelt skal alle forbindelser være til stede uden at fejle.

Anvendelsen af fosfor i industrien

Anvendelsen af fosfor og kviksølvforbindelser i branchen kan karakteriseres på flere punkter.

1. Anvendes til fremstilling af tændstikker, eksplosive forbindelser, brandbomber, nogle brændstoffer, smøremidler.
2. Som scavenger gasser samt i fremstillingen af glødelamper.
3. For at beskytte metaller mod korrosion.
4. I landbruget som en jord gødning.
5. Som et middel til blødgøring af vand.
6. I kemiske synteser i produktion af forskellige stoffer.

Rolle i levende organismer er reduceret til at deltage i de processer af dannelsen af tandemalje og knogle. Deltagelse i analoge og katabolisme reaktioner, samt opretholdelse af den indre miljø buffermidler celler og biologiske væsker. Det er grundlaget for syntesen af DNA, RNA, phospholipider.