Fosfor og dets forbindelser. Praktisk anvendelse af fosforforbindelser

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sidst ændret: 2023-12-17 05:21

Blandt de biogene elementer, bør der gives en særlig plads til fosfor. Uden det er eksistensen af sådanne vitale forbindelser som for eksempel ATP eller phospholipider, såvel som mange andre organiske stoffer, faktisk umulig. Samtidig er det uorganiske stof i dette element meget rig på forskellige molekyler. Fosfor og dets forbindelser er meget udbredt i industrien, er vigtige deltagere i biologiske processer og bruges i forskellige grene af menneskelig aktivitet. Overvej derfor, hvad dette grundstof er, hvad dets simple stof og de vigtigste forbindelser er.

Fosfor: grundstoffets generelle karakteristika

Positionen i det periodiske system kan beskrives i flere punkter.

1. Femte gruppe, hovedundergruppe.
2. Tredje lille periode.
3. Ordin alt nummer - 15.
4. Atommassen er 30.974.
5. Elektronisk konfiguration af atomet 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Mulige oxidationstilstande fra-3 til +5.
7. Kemisk symbol - P, udtale i formlerne "pe". Navnet på grundstoffet er fosfor. Latinsk navn Fosfor.

Historien om opdagelsen af dette atom går tilbage til det fjerne XII århundrede. Selv i alkymisternes optegnelser var der oplysninger, der indikerer modtagelsen af et ukendt "lysende" stof. Men den officielle dato for syntesen og opdagelsen af fosfor var 1669. Den konkursramte købmand Brand, på jagt efter de vises sten, syntetiserede ved et uheld et stof, der var i stand til at udsende en glød og brænde med en skarp, blændende flamme. Han gjorde dette ved gentagne gange at kalcinere menneskelig urin.

Derefter, uafhængigt af hinanden, blev dette element modtaget på nogenlunde samme måder:

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

I dag er en af de mest populære metoder til syntese af dette stof reduktionen fra de tilsvarende fosforholdige mineraler ved høje temperaturer under påvirkning af carbonmonoxid og silica. Processen udføres i specielle ovne. Fosfor og dets forbindelser er meget vigtige stoffer både for levende væsener og for mange synteser i den kemiske industri. Derfor bør man overveje, hvad dette element er som et simpelt stof, og hvor det findes i naturen.

Simpelt stof fosfor

Det er svært at nævne en specifik forbindelse, når det kommer til fosfor. Dette skyldes de talrigeallotropiske modifikationer, som dette element har. Der er fire hovedvarianter af det simple stof fosfor.

1. Hvid. Dette er en forbindelse, hvis formel er Р₄. Det er et hvidt flygtigt stof med en skarp ubehagelig lugt af hvidløg. Det antændes spontant i luft ved normale temperaturer. Brænder med et lysende lysegrønt lys. Meget giftig og livstruende. Den kemiske aktivitet er ekstrem høj, så den opnås og opbevares under et lag renset vand. Dette er muligt på grund af dårlig opløselighed i polære opløsningsmidler. Kulstofdisulfid og organiske stoffer er bedst egnede til denne hvide fosfor. Når den opvarmes, er den i stand til at omdanne sig til den næste allotropiske form - rødt fosfor. Ved kondensering og afkøling af dampe er den i stand til at danne lag. Fedtet at røre ved, blød, skæres let med en kniv, hvid (let gullig). Smeltepunkt 44⁰C. På grund af dets kemiske aktivitet bruges det i synteser. Men på grund af dets giftighed har den ikke en bred industriel anvendelse.
2. Gul. Det er en dårligt renset form for hvidt fosfor. Den er endnu mere giftig, den lugter også ubehageligt af hvidløg. Antændes og brænder med en lysende grøn flamme. Disse gule eller brune krystaller opløses slet ikke i vand; når de er fuldt oxiderede, udsender de pust af hvid røg med sammensætningen P₄O₁₀.
3. Rød fosfor og dets forbindelser er den mest almindelige og mest anvendte modifikation af dette stof i industrien. Dejagtig rød masse, som under øget tryk kanat gå over i form af violette krystaller, er kemisk inaktivt. Det er en polymer, der kun kan opløses i visse metaller og intet andet. Ved en temperatur på 250⁰С sublimerer den og bliver til en hvid modifikation. Ikke så giftig som tidligere former. Men langvarig eksponering for kroppen er giftig. Det bruges til at påføre tændstikæsker med en brandfarlig belægning. Dette forklares ved, at det ikke kan antændes spontant, men det eksploderer (antænder) under denotation og friktion.
4. Sort. Ifølge eksterne data ligner det meget grafit, det er også fedtet at røre ved. Det er en elektrisk halvleder. Mørke krystaller, skinnende, som slet ikke er i stand til at opløses i nogen opløsningsmidler. For at det kan antænde, er det nødvendigt med meget høje temperaturer og foreløbig opvarmning.

Også interessant er den nyligt opdagede form for fosfor - metallisk. Det er en leder og har et kubisk krystalgitter.

Kemiske egenskaber

Fosfors kemiske egenskaber afhænger af, hvilken form det er i. Som nævnt ovenfor, den mest aktive gul og hvid modifikation. Generelt er fosfor i stand til at interagere med:

• metaller, danner phosphider og fungerer som et oxidationsmiddel;
• ikke-metaller, der virker som et reduktionsmiddel og danner flygtige og ikke-flygtige forbindelser af forskellig art;
• stærke oxidationsmidler, der bliver til phosphorsyre;
• med koncentrerede kaustiske alkalier efter typemisforhold;
• med vand ved meget høj temperatur;
• med oxygen for at danne forskellige oxider.

Fosfors kemiske egenskaber ligner dem for nitrogen. Han er jo en del af pnictogen-gruppen. Aktiviteten er dog flere størrelsesordener højere på grund af de mange forskellige allotrope modifikationer.

At være i naturen

Som næringsstof er fosfor meget rigeligt. Dens procentdel i jordskorpen er 0,09%. Dette er en ret stor indikator. Hvor findes dette atom i naturen? Der er flere hovedsteder at navngive:

• grøn del af planter, deres frø og frugter;
• dyrevæv (muskler, knogler, tandemalje, mange vigtige organiske forbindelser);
• skorpe;
• jord;
• sten og mineraler;
• havvand.

I dette tilfælde kan vi kun tale om relaterede former, men ikke om en simpel substans. Han er trods alt ekstremt aktiv, og det tillader ham ikke at være fri. Blandt de mineraler, der er rigest på fosfor, er:

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

Den biologiske betydning af dette element kan ikke overvurderes. Det er jo en del af forbindelser som:

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

Det vil sige alle dem, der er vitale, og som hele organismen er bygget af. Dagpengene for en gennemsnitlig voksen er omkring 2 gram.

Fosfor og dets forbindelser

Dette grundstof er meget aktivt og danner mange forskellige stoffer. Det danner jo også fosphider, og fungerer selv som et reduktionsmiddel. På grund af dette er det vanskeligt at nævne et element, der ville være inert, når det reagerer med det. Derfor er formlerne for fosforforbindelser ekstremt forskellige. Der er flere klasser af stoffer i dannelsen, som han er en aktiv deltager i.

1. Binære forbindelser - oxider, phosphider, flygtige hydrogenforbindelser, sulfid, nitrid og andre. For eksempel: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{og andre.}
2. Komplekse stoffer: s alte af alle typer (medium, sure, basiske, dobbelte, komplekse), syrer. Eksempel: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ og andre.
3. Oxygenholdige organiske forbindelser: proteiner, fosfolipider, ATP, DNA, RNA og andre.

De fleste af de udpegede typer stoffer er af stor industriel og biologisk betydning. Anvendelsen af fosfor og dets forbindelser er mulig både til medicinske formål og til fremstilling af ganske almindelige husholdningsartikler.

Forbindelser med metaller

Binære forbindelser af fosfor med metaller og mindre elektronegative ikke-metaller kaldes fosphider. Det er s altlignende stoffer, som er ekstremt ustabile, når de udsættes for forskellige midler. Hurtig nedbrydning (hydrolyse) forårsager jævnalmindeligt vand.

Derudover nedbrydes stoffet under påvirkning af ikke-koncentrerede syrer til de tilsvarende produkter. For eksempel, hvis vi taler om hydrolyse af calciumphosphid, så vil produkterne være metalhydroxid og fosfin:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

Og ved at udsætte phosphidet for nedbrydning under påvirkning af en mineralsyre, får vi det tilsvarende s alt og phosphin:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

Generelt ligger værdien af de undersøgte forbindelser netop i, at der som følge heraf dannes en hydrogenforbindelse af fosfor, hvis egenskaber vil blive betragtet nedenfor.

Flygtige stoffer baseret på fosfor

Der er to primære:

• hvidt fosfor;
• phosphin.

Vi nævnte allerede den første ovenfor og gav karakteristikaene. De sagde, at det var tyk hvid røg, meget giftig, ildelugtende og selvantændende under normale forhold.

Men hvad er fosphin? Dette er det mest almindelige og velkendte flygtige stof, som omfatter det pågældende grundstof. Det er binært, og den anden deltager er brint. Formlen for hydrogenforbindelsen af phosphor er pH₃, navnet er phosphin.

Egenskaberne af dette stof kan beskrives som følger.

1. Flygtig farveløs gas.
2. Meget giftig.
3. Det lugter af rådden fisk.
4. Interagerer ikke med vand og opløses meget dårligt i det. Godt opløseligt iorganisk.
5. Under normale forhold, meget reaktivt.
6. Selvantænder i luft.
7. Produceret fra nedbrydning af metalphosphider.

Et andet navn er Phosphane. Historier fra oldtiden er forbundet med det. Det hele handler om de "vandrende lys", som folk nogle gange så og ser nu på kirkegårde og sumpe. Kugleformede eller stearinlyslignende lys, der dukker op hist og her, der giver indtryk af bevægelse, blev betragtet som et dårligt varsel, og overtroiske mennesker var meget bange for dem. Årsagen til dette fænomen kan ifølge nogle forskeres moderne synspunkter betragtes som den spontane forbrænding af phosphin, som dannes naturligt under nedbrydningen af organiske rester, både planter og dyr. Gassen kommer ud og antændes i kontakt med ilt i luften. Flammefarve og størrelse kan variere. Oftest er disse grønlige skarpe lys.

Det er klart, at alle flygtige fosforforbindelser er giftige stoffer, som er nemme at opdage ved en skarp ubehagelig lugt. Dette skilt hjælper med at undgå forgiftning og ubehagelige konsekvenser.

Forbindelser med ikke-metaller

Hvis fosfor opfører sig som et reduktionsmiddel, så bør vi tale om binære forbindelser med ikke-metaller. Oftest er de mere elektronegative. Så vi kan skelne mellem flere typer stoffer af denne art:

• forbindelse af phosphor og svovl - phosphorsulfid P₂S₃;
• phosphorchlorid III, V;
• oxider og anhydrid;
• bromid og iodid ogandre.

Kemien af fosfor og dets forbindelser er forskelligartet, så det er svært at identificere de vigtigste af dem. Hvis vi taler specifikt om de stoffer, der er dannet af fosfor og ikke-metaller, så er oxider og chlorider af forskellige sammensætninger af største betydning. De bruges i kemiske synteser som afvandingsmidler, som katalysatorer og så videre.

Så et af de mest kraftfulde tørremidler er det højeste fosforoxid - P₂O₅. Det tiltrækker vand så kraftigt, at der ved direkte kontakt med det opstår en voldsom reaktion med kraftig støjakkompagnement. Stoffet i sig selv er en hvid snelignende masse, tættere på amorf i sin aggregeringstilstand.

Oxygenerede organiske forbindelser med fosfor

Det er kendt, at organisk kemi langt overgår uorganisk kemi med hensyn til antallet af forbindelser. Dette forklares af fænomenet isomerisme og carbonatomers evne til at danne kæder af atomer af forskellige strukturer, der lukker med hinanden. Naturligvis er der en bestemt rækkefølge, det vil sige en klassifikation, som al organisk kemi er underlagt. Tilslutningsklasser er forskellige, men vi er interesserede i en specifik, der er direkte relateret til det pågældende element. Det er iltholdige forbindelser med fosfor. Disse omfatter:

• coenzymer - NADP, ATP, FMN, pyridoxal phosphate og andre;
• proteiner;
• nukleinsyrer, da phosphorsyreresten er en del af nukleotidet;
• fosfolipider og fosfoproteiner;
• enzymer og katalysatorer.

Type ion, hvorifosfor er involveret i dannelsen af et molekyle af disse forbindelser, det næste er PO₄^3-, det vil sige, det er en syrerest af fosforsyre. Det er til stede i nogle proteiner som et frit atom eller en simpel ion.

For enhver levende organismes normale funktion er dette grundstof og de organiske forbindelser dannet af det ekstremt vigtigt og nødvendigt. Uden proteinmolekyler er det faktisk umuligt at bygge en enkelt strukturel del af kroppen. Og DNA og RNA er de vigtigste bærere og transmittere af arvelig information. Generelt skal alle forbindelser være til stede uden fejl.

Brug af fosfor i industrien

Anvendelsen af fosfor og dets forbindelser i industrien kan karakteriseres på flere punkter.

1. Bruges til fremstilling af tændstikker, eksplosive forbindelser, brandbomber, nogle brændstoffer, smøremidler.
2. Som gasabsorber og til fremstilling af glødelamper.
3. For at beskytte metaller mod korrosion.
4. I landbruget som jordgødning.
5. Som et blødgøringsmiddel.
6. I kemiske synteser ved fremstilling af forskellige stoffer.

Rollen i levende organismer er reduceret til deltagelse i dannelsen af tandemalje og knogler. Deltagelse i reaktionerne af ana- og katabolisme, samt opretholdelse af buffering af cellens indre miljø og biologiske væsker. Det er grundlaget i syntesen af DNA, RNA, fosfolipider.