Fosfor in njegove spojine. Praktična uporaba fosforjevih spojin

2024 Avtor: Angel Austin | [email protected]. Nazadnje spremenjeno: 2023-12-17 05:41

Med biogenimi elementi je treba posebno mesto posvetiti fosforju. Dejansko je brez njega nemogoče obstoj takšnih vitalnih spojin, kot so na primer ATP ali fosfolipidi, pa tudi številne druge organske snovi. Hkrati je anorganska snov tega elementa zelo bogata z različnimi molekulami. Fosfor in njegove spojine se široko uporabljajo v industriji, so pomembni udeleženci bioloških procesov in se uporabljajo v različnih vejah človeške dejavnosti. Zato razmislite, kaj je ta element, kakšna je njegova preprosta snov in najpomembnejše spojine.

fosfor: splošne značilnosti elementa

Položaj v periodnem sistemu je mogoče opisati v več točkah.

1. Peta skupina, glavna podskupina.
2. Tretja majhna četrtina.
3. Redna številka - 15.
4. Atomska masa je 30, 974.
5. Elektronska konfiguracija atoma 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Možna oksidacijska stanja iz-3 do +5.
7. Kemični simbol - P, izgovorjava v formulah "pe". Ime elementa je fosfor. Latinsko ime Phosphorus.

Zgodovina odkritja tega atoma sega v daljno XII stoletje. Tudi v zapisih alkimistov so bili podatki, ki kažejo na prejem neznane "svetleče" snovi. Vendar pa je bil uradni datum sinteze in odkritja fosforja 1669. Propadli trgovec Brand je v iskanju filozofskega kamna po naključju sintetiziral snov, ki je sposobna oddajati sijaj in goreti s svetlim slepečim plamenom. To je storil z večkratnim kalciniranjem človeškega urina.

Po njem, neodvisno drug od drugega, je bil ta element sprejet na približno enake načine:

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

Danes je ena izmed najbolj priljubljenih metod za sintezo te snovi redukcija iz ustreznih mineralov, ki vsebujejo fosfor, pri visokih temperaturah pod vplivom ogljikovega monoksida in silicijevega dioksida. Postopek se izvaja v posebnih pečeh. Fosfor in njegove spojine so zelo pomembne snovi tako za živa bitja kot za številne sinteze v kemični industriji. Zato je treba razmisliti, kaj je ta element kot preprosta snov in kje se nahaja v naravi.

preprosta snov fosfor

Težko je poimenovati specifično spojino, ko gre za fosfor. To je posledica številnihalotropne modifikacije, ki jih ima ta element. Obstajajo štiri glavne vrste preproste snovi fosfor.

1. Belo. To je spojina, katere formula je Р₄. Je bela hlapna snov z ostrim neprijetnim vonjem po česnu. Spontano se vname na zraku pri normalnih temperaturah. Gori s svetlečo bledo zeleno lučjo. Zelo strupeno in življenjsko nevarno. Kemična aktivnost je izjemno visoka, zato ga pridobivamo in hranimo pod plastjo prečiščene vode. To je možno zaradi slabe topnosti v polarnih topilih. Za ta beli fosfor so najbolj primerne ogljikov disulfid in organske snovi. Ko se segreje, se lahko spremeni v naslednjo alotropno obliko - rdeči fosfor. Pri kondenzaciji in hlajenju hlapov lahko tvori plasti. Na otip mastna, mehka, zlahka rezana z nožem, bela (rahlo rumenkasta). Tališče 44⁰C. Zaradi svoje kemične aktivnosti se uporablja v sintezi. Toda zaradi svoje strupenosti nima široke industrijske uporabe.
2. Rumena. Je slabo prečiščena oblika belega fosforja. Še bolj strupen je, prav tako neprijetno diši po česnu. Vžge in gori s svetlečim svetlečim zelenim plamenom. Ti rumeni ali rjavi kristali se v vodi sploh ne raztopijo; ko so popolnoma oksidirani, oddajajo oblačke belega dima s sestavo P₄O₁₀.
3. Rdeči fosfor in njegove spojine so najpogostejša in najpogosteje uporabljena modifikacija te snovi v industriji. Pastosto rdeča masa, ki pod povečanim pritiskom lahkoda preide v obliko vijoličnih kristalov, je kemično neaktiven. Je polimer, ki se lahko raztopi le v določenih kovinah in nič drugega. Pri temperaturi 250⁰С sublimira in se spremeni v belo modifikacijo. Ni tako strupen kot prejšnje oblike. Vendar pa je dolgotrajna izpostavljenost telesu strupena. Uporablja se pri nanašanju zažigalnega premaza na škatle vžigalic. To je razloženo z dejstvom, da se ne more spontano vžgati, ampak eksplodira (vžge) med denotacijo in trenjem.
4. Črna. Po zunanjih podatkih je zelo podoben grafitu, na otip je tudi masten. Je električni polprevodnik. Temni kristali, sijoči, ki se sploh ne raztopijo v nobenem topilu. Da se vname, so potrebne zelo visoke temperature in predhodno ogrevanje.

Zanimiva je tudi nedavno odkrita oblika fosforja – kovinska. Je prevodnik in ima kubično kristalno mrežo.

Kemijske lastnosti

Kemične lastnosti fosforja so odvisne od oblike, v kateri je. Kot je navedeno zgoraj, je najbolj aktivna rumeno-bela modifikacija. Na splošno je fosfor sposoben komunicirati z:

• kovine, ki tvorijo fosfide in delujejo kot oksidant;
• nekovine, ki delujejo kot redukcijsko sredstvo in tvorijo hlapne in nehlapne spojine različnih vrst;
• močni oksidanti, ki se spremenijo v fosforno kislino;
• s koncentriranimi kavstičnimi alkalijami po vrstinesorazmerje;
• z vodo pri zelo visoki temperaturi;
• s kisikom za tvorbo različnih oksidov.

Kemične lastnosti fosforja so podobne lastnostim dušika. Navsezadnje je del skupine pniktogenov. Vendar je aktivnost za nekaj vrst višja zaradi različnih alotropnih modifikacij.

Biti v naravi

Fosfor je kot hranilo zelo bogat. Njegov odstotek v zemeljski skorji je 0,09%. To je precej velik kazalnik. Kje se ta atom nahaja v naravi? Obstaja več glavnih krajev za poimenovanje:

• zeleni del rastlin, njihova semena in plodovi;
• živalska tkiva (mišice, kosti, zobna sklenina, številne pomembne organske spojine);
• skorja;
• tla;
• kamine in minerali;
• morska voda.

V tem primeru lahko govorimo le o sorodnih oblikah, ne pa o preprosti snovi. Navsezadnje je izjemno aktiven in to mu ne omogoča, da bi bil svoboden. Med minerali, ki so najbogatejši s fosforjem, so:

• angleščina;
• fluorapaptit;
• svanbergite;
• fosforit in drugi.

Biološkega pomena tega elementa ni mogoče preceniti. Konec koncev je del spojin, kot so:

• proteini;
• fosfolipidi;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteini;
• encimi.

To so vse tiste, ki so vitalne in iz katerih je zgrajen celoten organizem. Dnevna količina za povprečno odraslo osebo je približno 2 grama.

fosfor in njegove spojine

Ta element je zelo aktiven in tvori veliko različnih snovi. Konec koncev tvori tudi fosfide in sam deluje kot redukcijsko sredstvo. Zaradi tega je težko poimenovati element, ki bi bil v reakciji z njim inerten. Zato so formule fosforjevih spojin izjemno raznolike. Obstaja več razredov snovi, pri katerih je aktiven udeleženec.

1. Binarne spojine - oksidi, fosfidi, hlapna vodikova spojina, sulfid, nitrid in druge. Na primer: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{in drugi.}
2. Kompleksne snovi: soli vseh vrst (srednje, kisle, bazične, dvojne, kompleksne), kisline. Primer: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ in drugi.
3. Organske spojine, ki vsebujejo kisik: beljakovine, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA in druge.

Večina označenih vrst snovi je velikega industrijskega in biološkega pomena. Uporaba fosforja in njegovih spojin je možna tako v medicinske namene kot za izdelavo povsem običajnih gospodinjskih predmetov.

Spojine s kovinami

Binarne spojine fosforja s kovinami in manj elektronegativnimi nekovinami se imenujejo fosfidi. To so soli podobne snovi, ki so ob izpostavljenosti različnim dejavnikom izjemno nestabilne. Hitra razgradnja (hidroliza) povzroča celonavadna voda.

Poleg tega se snov pod delovanjem nekoncentriranih kislin razgradi tudi na ustrezne produkte. Na primer, če govorimo o hidrolizi kalcijevega fosfida, bosta produkta kovinski hidroksid in fosfin:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

In z razgradnjo fosfida pod delovanjem mineralne kisline dobimo ustrezno sol in fosfin:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

Na splošno je vrednost obravnavanih spojin ravno v tem, da kot rezultat nastane vodikova spojina fosforja, katere lastnosti bomo obravnavali v nadaljevanju.

hlapne snovi na osnovi fosforja

Obstajata dve glavni:

• beli fosfor;
• fosfin.

Prvega smo že omenili zgoraj in podali značilnosti. Rekli so, da je bil gost bel dim, zelo strupen, neprijeten in samovnetljiv v normalnih pogojih.

Toda kaj je fosfin? To je najpogostejša in dobro znana hlapna snov, ki vključuje zadevni element. Je binaren, drugi udeleženec pa je vodik. Formula vodikove spojine fosforja je pH₃, ime je fosfin.

Lastnosti te snovi lahko opišemo na naslednji način.

1. Hlapljiv brezbarven plin.
2. Zelo strupeno.
3. Smrdi po gnilih ribah.
4. Ne sodeluje z vodo in se v njej zelo slabo raztopi. Dobro topen vorganska.
5. V normalnih pogojih zelo reaktiven.
6. Samovnetljivo v zraku.
7. Proizvedeno iz razgradnje kovinskih fosfidov.

Drugo ime je Phosphane. Z njo so povezane zgodbe iz antičnih časov. Gre za »potepuške luči«, ki so jih ljudje včasih videli in zdaj vidijo na pokopališčih in močvirjih. Sferične ali svečam podobne luči, ki se tu in tam pojavljajo in dajejo vtis gibanja, so veljale za slabo znamenje in so se jih vraževerni ljudje zelo bali. Vzrok za ta pojav po sodobnih pogledih nekaterih znanstvenikov lahko štejemo za spontano zgorevanje fosfina, ki nastane naravno med razgradnjo organskih ostankov, tako rastlinskih kot živalskih. Plin pride ven in se v stiku s kisikom v zraku vžge. Barva in velikost plamena se lahko razlikujeta. Najpogosteje so to zelenkaste svetle luči.

Očitno so vse hlapne fosforjeve spojine strupene snovi, ki jih je enostavno zaznati po ostrem neprijetnem vonju. Ta znak pomaga preprečiti zastrupitev in neprijetne posledice.

Spojine z nekovinami

Če se fosfor obnaša kot redukcijsko sredstvo, potem bi morali govoriti o binarnih spojinah z nekovinami. Najpogosteje so bolj elektronegativni. Torej lahko ločimo več vrst tovrstnih snovi:

• spojina fosforja in žvepla - fosforjev sulfid P₂S₃;
• fosforjev klorid III, V;
• oksidi in anhidrid;
• bromid in jodid indrugi.

Kemija fosforja in njegovih spojin je raznolika, zato je težko prepoznati najpomembnejše med njimi. Če govorimo posebej o snoveh, ki nastanejo iz fosforja in nekovin, so najpomembnejši oksidi in kloridi različnih sestav. Uporabljajo se v kemičnih sintezah kot sredstva za odvajanje vode, kot katalizatorji itd.

Torej, eno najmočnejših sušilnih sredstev je najvišji fosforjev oksid - P₂O₅. Vodo privlači tako močno, da ob neposrednem stiku z njo pride do burne reakcije ob močni spremljavi hrupa. Sama snov je bela snegu podobna masa, ki je po agregacijskem stanju bližje amorfni.

Oksigenirane organske spojine s fosforjem

Znano je, da organska kemija po številu spojin veliko presega anorgansko kemijo. To je razloženo s pojavom izomerizma in zmožnostjo ogljikovih atomov, da tvorijo verige atomov različnih struktur, ki se med seboj zapirajo. Seveda obstaja določen vrstni red, torej klasifikacija, ki ji je podvržena vsa organska kemija. Razredi povezav so različni, zanima pa nas en specifičen, ki je neposredno povezan z zadevnim elementom. To so spojine s fosforjem, ki vsebujejo kisik. Ti vključujejo:

• koencimi - NADP, ATP, FMN, piridoksalfosfat in drugi;
• proteini;
• nukleinske kisline, saj je ostanek fosforne kisline del nukleotida;
• fosfolipidi in fosfoproteini;
• encimi in katalizatorji.

Vrsta iona, v kateremfosfor sodeluje pri tvorbi molekule teh spojin, naslednja je PO₄^3-, torej je kislinski ostanek fosforne kisline. V nekaterih beljakovinah je prisoten kot prosti atom ali preprost ion.

Za normalno delovanje vsakega živega organizma je ta element in iz njega tvorjene organske spojine izjemno pomembne in potrebne. Dejansko je brez beljakovinskih molekul nemogoče zgraditi en sam strukturni del telesa. In DNK in RNA sta glavna nosilca in prenašalca dednih informacij. Na splošno morajo biti prisotne vse povezave.

Uporaba fosforja v industriji

Uporabo fosforja in njegovih spojin v industriji je mogoče opisati v več točkah.

1. Uporablja se pri proizvodnji vžigalic, eksplozivnih spojin, zažigalnih bomb, nekaterih goriv, maziv.
2. Kot absorber plina in pri proizvodnji žarnic.
3. Za zaščito kovin pred korozijo.
4. V kmetijstvu kot gnojilo za tla.
5. Kot mehčalec vode.
6. Pri kemičnih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

Vloga živih organizmov je zmanjšana na sodelovanje pri tvorbi zobne sklenine in kosti. Sodelovanje pri reakcijah ana- in katabolizma ter ohranjanje puferja notranjega okolja celice in bioloških tekočin. Je osnova pri sintezi DNK, RNA, fosfolipidov.