Caratteristiche complete del fosforo. Quando interagiscono con il cloro, si formano cloruri. Cosa abbiamo imparato

Tra gli elementi biogenici un posto speciale merita il fosforo. Dopotutto, senza di esso, è impossibile che esistano composti vitali come, ad esempio, ATP o fosfolipidi, così come molti altri. Allo stesso tempo, gli elementi inorganici di questo elemento sono molto ricchi di varie molecole. Il fosforo e i suoi composti sono ampiamente utilizzati nell’industria, partecipano in modo importante ai processi biologici e vengono utilizzati in un’ampia varietà di attività umane. Consideriamo quindi cos'è questo elemento, qual è la sua sostanza semplice e i composti più importanti.

Fosforo: caratteristiche generali dell'elemento

La posizione nella tavola periodica può essere descritta in diversi punti.

1. Quinto gruppo, sottogruppo principale.
2. Terzo piccolo periodo.
3. Numero di serie - 15.
4. Massa atomica - 30.974.
5. La configurazione elettronica dell'atomo è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. I possibili stati di ossidazione vanno da -3 a +5.
7. Simbolo chimico - P, pronuncia nelle formule "pe". Il nome dell'elemento è fosforo. Nome latino Fosforo.

La storia della scoperta di questo atomo risale al lontano XII secolo. Anche nei registri degli alchimisti c'erano informazioni che parlavano della produzione di una sostanza “luminosa” sconosciuta. Tuttavia, la data ufficiale per la sintesi e la scoperta del fosforo era il 1669. Il mercante in bancarotta Brand, alla ricerca della pietra filosofale, sintetizzò accidentalmente una sostanza capace di emettere un bagliore e bruciare con una fiamma brillante e accecante. Lo ha fatto calcinando ripetutamente l'urina umana.

Successivamente, questo elemento è stato ottenuto indipendentemente l'uno dall'altro utilizzando approssimativamente gli stessi metodi:

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

Oggi, uno dei metodi più popolari per sintetizzare questa sostanza è la riduzione dai corrispondenti minerali contenenti fosforo a alte temperature ah sotto l'influenza del monossido di carbonio e della silice. Il processo viene effettuato in forni speciali. Il fosforo ed i suoi composti sono sostanze molto importanti sia per gli esseri viventi che per molte sintesi dell'industria chimica. Pertanto, dovremmo considerare cos'è questo elemento come sostanza semplice e dove si trova in natura.

Sostanza semplice fosforo

È difficile nominare un composto specifico quando si parla di fosforo. Ciò è spiegato dalle numerose modifiche allotropiche di cui dispone questo elemento. Esistono quattro tipi principali della sostanza semplice fosforo.

1. Bianco. Questo è un composto la cui formula è P 4. È una sostanza volatile bianca con un odore acuto e sgradevole di aglio. Si accende spontaneamente nell'aria a temperatura normale. Brucia con una brillante luce verde pallido. Molto velenoso e pericoloso per la vita. L'attività chimica è estremamente elevata, quindi viene ottenuta e conservata sotto uno strato di acqua purificata. Ciò è possibile a causa della scarsa solubilità nei solventi polari. Il disolfuro di carbonio è più adatto a questo scopo per il fosforo bianco e materia organica. Una volta riscaldato, può trasformarsi nella successiva forma allotropica: il fosforo rosso. Quando il vapore si condensa e si raffredda, può formare strati. Grasso al tatto, morbido, facile da tagliare con il coltello, bianco(leggermente giallastro). Punto di fusione 44 0 C. Per la sua attività chimica viene utilizzato nelle sintesi. Ma a causa della sua tossicità, non è ampiamente utilizzato a livello industriale.
2. Giallo. È una forma scarsamente purificata di fosforo bianco. È ancora più velenoso e ha anche un odore sgradevole di aglio. Si accende e brucia con una fiamma verde brillante e brillante. Questi cristalli gialli o marroni non si dissolvono affatto in acqua; dopo la completa ossidazione emettono nuvole di fumo bianco con la composizione P4O10.
3. Il fosforo rosso e i suoi composti sono la modifica più comune e più comunemente utilizzata di questa sostanza nell'industria. La massa rossa e pastosa, che sotto pressione elevata può trasformarsi sotto forma di cristalli viola, è chimicamente inattiva. Questo è un polimero che può dissolversi solo in alcuni metalli e nient'altro. Ad una temperatura di 250 0 C sublima, trasformandosi in una modificazione bianca. Non velenoso come le forme precedenti. Tuttavia, con un'esposizione prolungata al corpo è tossico. Viene utilizzato per applicare un rivestimento ignifugo alle scatole di fiammiferi. Ciò è spiegato dal fatto che non può accendersi spontaneamente, ma durante la denotazione e l'attrito esplode (si accende).
4. Nero. Nell'aspetto ricorda molto la grafite ed è anche untuoso al tatto. È un semiconduttore di corrente elettrica. Cristalli scuri, lucenti, che non sono in grado di dissolversi in nessun solvente. Per potersi accendere sono necessarie temperature molto elevate e preriscaldamento.

Interessante è anche la forma del fosforo recentemente scoperta: quella metallica. È un conduttore e ha un reticolo cristallino cubico.

Proprietà chimiche

Proprietà chimiche il fosforo dipende dalla forma in cui si trova. Come accennato in precedenza, le modifiche gialle e bianche sono le più attive. In generale il fosforo è in grado di interagire con:

• metalli, formando fosfuri e agendo come agente ossidante;
• non metalli, che agiscono come agente riducente e formano composti volatili e non volatili di varia natura;
• forti agenti ossidanti, trasformandosi in acido fosforico;
• con alcali caustici concentrati a seconda del tipo di sproporzione;
• con acqua a temperature molto elevate;
• con l'ossigeno per formare vari ossidi.

Le proprietà chimiche del fosforo sono simili a quelle dell'azoto. dopo tutto, fa parte del gruppo dei pnictogeni. Tuttavia, l’attività è di diversi ordini di grandezza superiore, a causa della diversità delle modificazioni allotropiche.

Essere nella natura

Come nutriente, il fosforo è molto abbondante. La sua percentuale nella crosta terrestre è dello 0,09%. Questa è una cifra abbastanza grande. Dove si trova questo atomo in natura? Ci sono diversi posti principali:

• la parte verde delle piante, i loro semi e frutti;
• tessuti animali (muscoli, ossa, smalto dei denti, molti importanti composti organici);
• La crosta terrestre;
• il suolo;
• rocce e minerali;
• acqua di mare.

In questo caso si può parlare solo di forme legate, ma non di sostanza semplice. Dopotutto, è estremamente attivo e questo non gli consente di essere libero. Tra i minerali più ricchi di fosforo troviamo:

• Inglese;
• fluoropaptite;
• svanbergite;
• fosforite e altri.

Il significato biologico di questo elemento non può essere sopravvalutato. Dopotutto, fa parte di composti come:

• proteine;
• fosfolipidi;
• fosfoproteine;
• enzimi.

Cioè tutti quelli che sono vitali e da cui è costruito l'intero organismo. Il fabbisogno giornaliero di un adulto normale è di circa 2 grammi.

Fosforo e suoi composti

Essendo un elemento molto attivo, questo elemento forma molte sostanze diverse. Dopotutto, forma fosfuri e agisce esso stesso come agente riducente. Grazie a ciò, è difficile nominare un elemento che sarebbe inerte quando reagisse con esso. Pertanto, le formule dei composti del fosforo sono estremamente diverse. Si possono citare diverse classi di sostanze nella cui formazione partecipa attivamente.

1. Composti binari: ossidi, fosfuri, composti volatili dell'idrogeno, solfuri, nitruri e altri. Ad esempio: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 e altri.
2. Sostanze complesse: sali di tutti i tipi (medi, acidi, basici, doppi, complessi), acidi. Esempio: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 e altri.
3. Composti organici contenenti ossigeno: proteine, fosfolipidi, ATP, DNA, RNA e altri.

La maggior parte dei tipi di sostanze designati hanno importanti proprietà industriali e significato biologico. L'uso del fosforo e dei suoi composti è possibile sia per scopi medici che per la produzione di articoli domestici abbastanza comuni.

Collegamenti con i metalli

I composti binari del fosforo con metalli e non metalli meno elettronegativi sono chiamati fosfuri. Si tratta di sostanze simili al sale, estremamente instabili se esposte a diversi agenti. Anche l'acqua normale provoca una rapida decomposizione (idrolisi).

Inoltre, sotto l'influenza di acidi non concentrati, la sostanza si decompone anche nei prodotti corrispondenti. Ad esempio, se parliamo dell'idrolisi del fosfuro di calcio, i prodotti saranno idrossido metallico e fosfina:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3

Ed esponendo il fosfuro alla decomposizione sotto l'influenza acido minerale, otteniamo il sale e la fosfina corrispondenti:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3

In generale, il valore dei composti in esame sta proprio nel fatto che come risultato si forma un composto idrogeno di fosforo, le cui proprietà verranno discusse di seguito.

Sostanze volatili a base di fosforo

Ce ne sono due principali:

• fosforo bianco;
• fosfina

Del primo abbiamo già accennato sopra e dato le caratteristiche. Dissero che si trattava di fumo bianco denso, altamente velenoso, dall'odore sgradevole e autoinfiammabile quando condizioni normali.

Ma cos’è la fosfina? Si tratta della sostanza volatile più comune e conosciuta, di cui fa parte l'elemento in questione. È binario e il secondo partecipante è l'idrogeno. La formula del composto idrogeno del fosforo è PH 3, il nome è fosfina.

Le proprietà di questa sostanza possono essere descritte come segue.

1. Gas incolore volatile.
2. Molto velenoso.
3. Ha l'odore del pesce marcio.
4. Non interagisce con l'acqua e si dissolve molto male in essa. Ben solubile nella sostanza organica.
5. In condizioni normali è molto attivo chimicamente.
6. Si autoaccende all'aria.
7. Formato durante la decomposizione dei fosfuri metallici.

Un altro nome è fosfano. Ad esso sono legate storie dei tempi antichi. Il tutto è qualcosa che le persone a volte vedevano e vedono ora nei cimiteri e nelle paludi. Luci a forma di palla o di candela che compaiono qua e là, dando l'impressione di movimento, erano considerate di cattivo auspicio ed erano molto temute dalle persone superstiziose. La ragione di questo fenomeno, secondo le visioni moderne di alcuni scienziati, può essere considerata la combustione spontanea della fosfina, che si forma naturalmente durante la decomposizione dei residui organici, sia vegetali che animali. Il gas esce e, entrando in contatto con l'ossigeno presente nell'aria, si accende. Il colore e le dimensioni della fiamma possono variare. Molto spesso si tratta di luci brillanti verdastre.

Ovviamente tutti i composti volatili del fosforo sono sostanze tossiche che possono essere facilmente rilevate dal loro odore acuto e sgradevole. Questo segno aiuta ad evitare avvelenamenti e conseguenze spiacevoli.

Composti con non metalli

Se il fosforo si comporta come un agente riducente, allora dovremmo parlare di composti binari con non metalli. Molto spesso risultano essere più elettronegativi. Quindi, possiamo distinguere diversi tipi di sostanze di questo tipo:

• un composto di fosforo e zolfo - solfuro di fosforo P 2 S 3;
• cloruro di fosforo III, V;
• ossidi e anidride;
• bromuro e ioduro e altri.

La chimica del fosforo e dei suoi composti è varia, quindi è difficile identificare i più importanti. Se parliamo specificamente delle sostanze formate da fosforo e non metalli, la massima importanza è ossidi e cloruri di diverse composizioni. Sono utilizzati nelle sintesi chimiche come agenti per la rimozione dell'acqua, come catalizzatori e così via.

Pertanto, uno degli agenti essiccanti più potenti è il più alto: P 2 O 5. Attira l'acqua così forte che al contatto diretto con essa avviene una reazione violenta con un forte rumore. La sostanza stessa è una massa bianca simile alla neve, il suo stato di aggregazione è più vicino all'amorfo.

È noto che la chimica organica supera di gran lunga la chimica inorganica in termini di numero di composti. Ciò è spiegato dal fenomeno dell'isomeria e dalla capacità degli atomi di carbonio di formare catene di atomi di diverse strutture, chiudendosi l'una con l'altra. Naturalmente esiste un certo ordine, cioè una classificazione a cui è soggetta tutta la chimica organica. Le classi di composti sono diverse, tuttavia a noi interessa uno specifico, direttamente correlato all'elemento in questione. È con il fosforo. Questi includono:

• coenzimi: NADP, ATP, FMN, piridossal fosfato e altri;
• proteine;
• acidi nucleici, poiché il residuo di acido fosforico fa parte del nucleotide;
• fosfolipidi e fosfoproteine;
• enzimi e catalizzatori.

Il tipo di ione in cui il fosforo partecipa alla formazione della molecola di questi composti è PO 4 3-, cioè è il residuo acido dell'acido fosforico. Alcune proteine ​​lo contengono sotto forma di atomo libero o ione semplice.

Per il normale funzionamento di ogni organismo vivente, questo elemento e i composti organici da esso formati sono estremamente importanti e necessari. Dopotutto, senza molecole proteiche è impossibile costruire un'unica parte strutturale del corpo. E il DNA e l'RNA sono i principali trasportatori e trasmettitori di informazioni ereditarie. In generale, tutti i collegamenti devono essere presenti.

Applicazione del fosforo nell'industria

L'uso del fosforo e dei suoi composti nell'industria può essere caratterizzato in diversi punti.

1. Utilizzato nella produzione di fiammiferi, composti esplosivi, bombe incendiarie, alcuni tipi di carburante e lubrificanti.
2. Come assorbitore di gas e anche nella produzione di lampade a incandescenza.
3. Per proteggere i metalli dalla corrosione.
4. In agricoltura come fertilizzante del terreno.
5. Come addolcitore d'acqua.
6. Nelle sintesi chimiche nella produzione di varie sostanze.

Il suo ruolo negli organismi viventi si riduce alla partecipazione ai processi di formazione dello smalto dei denti e delle ossa. Partecipazione a reazioni anaboliche e cataboliche, oltre a mantenere il buffering dell'ambiente interno della cellula e dei fluidi biologici. È la base per la sintesi di DNA, RNA e fosfolipidi.

Fosforo(dal greco fosforos - luminifero; lat. fosforo) P, elemento chimico del gruppo V del sistema periodico; numero atomico 15, massa atomica 30,97376. Ha un nuclide stabile 31 P. La sezione trasversale effettiva per la cattura dei neutroni termici è 18 10 -30 m 2. Configurazione esterna guscio elettronico dell'atomo3 S 2 3P 3 ; stati di ossidazione -3, +3 e +5; energia di ionizzazione sequenziale durante la transizione da P 0 a P 5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; affinità elettronica 0,6 eV; elettronegatività di Pauling 2,10; raggio atomico 0,134 nm, raggi ionici (i numeri di coordinazione sono indicati tra parentesi) 0,186 nm per P 3-, 0,044 nm (6) per P 3+, 0,017 nm (4 ), 0,029 nm ( 5), 0,038 nm (6) per P5+.

Il contenuto medio di fosforo nella crosta terrestre è dello 0,105% in massa, nelle acque e negli oceani è di 0,07 mg/l. Si conoscono circa 200 minerali di fosforo. sono tutti fosfati. Di questi, il più importante è apatite, che è la base fosforiti. Di importanza pratica sono anche la monazite CePO 4 , lo xenotime YPO 4 , l'ambligonite LiAlPO 4 (F, OH), la trifillina Li(Fe, Mn)PO 4 , la torbernite Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, l'utunite Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, vivianite Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, piromorfite Pb 5 (PO 4) 3 C1, turchese CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 INFORMAZIONI.

Proprietà.È noto che S. 10 modifiche del fosforo, le più importanti delle quali sono il fosforo bianco, rosso e nero (il fosforo bianco tecnico è chiamato fosforo giallo). Non esiste un sistema di designazione uniforme per le modifiche del fosforo. Alcune proprietà delle modifiche più importanti sono confrontate nella Tabella. Il fosforo nero cristallino (PI) è termodinamicamente stabile in condizioni normali. Il fosforo bianco e rosso sono metastabili, ma a causa della bassa velocità di trasformazione possono essere conservati per un tempo quasi illimitato in condizioni normali.

Composti del fosforo con non metalli

Il fosforo e l'idrogeno sotto forma di sostanze semplici praticamente non interagiscono. I derivati ​​dell'idrogeno del fosforo si ottengono indirettamente, ad esempio:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

La fosfina PH 3 è un gas incolore, altamente tossico con odore di pesce marcio. Una molecola di fosfina può essere pensata come una molecola di ammoniaca. Tuttavia, l’angolo tra i legami H-P-H è molto più piccolo di quello dell’ammoniaca. Ciò significa una diminuzione della quota di partecipazione delle nubi s nella formazione di legami ibridi nel caso della fosfina. I legami fosforo-idrogeno sono meno forti dei legami azoto-idrogeno. Le proprietà donatrici della fosfina sono meno pronunciate di quelle dell'ammoniaca. La bassa polarità della molecola di fosfina e la debole attività di accettazione dei protoni portano all'assenza di legami idrogeno non solo negli stati liquido e solido, ma anche con le molecole d'acqua nelle soluzioni, nonché alla bassa stabilità dello ione fosfonio PH 4 + . Il sale di fosfonio più stabile allo stato solido è il suo ioduro PH 4 I. I sali di fosfonio si decompongono vigorosamente con acqua e soprattutto con soluzioni alcaline:

PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O

I sali di fosfina e fosfonio sono forti agenti riducenti. Nell'aria, la fosfina brucia in acido fosforico:

PH3 + 2O2 = H3PO4

Quando i fosfuri dei metalli attivi vengono decomposti dagli acidi, si forma difosfina P 2 H 4 contemporaneamente alla fosfina come impurità. La difosfina è un liquido volatile incolore, simile nella struttura molecolare all'idrazina, ma la fosfina non presenta proprietà basiche. Si accende spontaneamente all'aria e si decompone se conservato alla luce o riscaldato. I suoi prodotti di degradazione contengono fosforo, fosfina e una sostanza amorfa gialla. Questo prodotto è chiamato fosfuro di idrogeno solido e gli viene assegnata la formula P 12 H 6.

Con gli alogeni, il fosforo forma tri- e pentaalogenuri. Questi derivati ​​del fosforo sono noti per tutti gli analoghi, ma i composti del cloro sono praticamente importanti. RG 3 e RG 5 sono tossici e si ottengono direttamente da sostanze semplici.

RG 3 - composti esotermici stabili; PF 3 è un gas incolore, PCl 3 e PBr 3 sono liquidi incolori e PI 3 sono cristalli rossi. Allo stato solido, tutti i trialogenuri formano cristalli con una struttura molecolare. RG 3 e RG 5 sono composti acidogeni:

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

Sono noti entrambi i nitruri di fosforo, corrispondenti agli stati tri- e pentacovalenti: PN e P 2 N 5 . In entrambi i composti l'azoto è trivalente. Entrambi i nitruri sono chimicamente inerti e resistenti all'acqua, agli acidi e agli alcali.

Il fosforo fuso dissolve bene lo zolfo, ma la reazione chimica avviene a temperature elevate. Dei solfuri di fosforo, P 4 S 3 , P 4 S 7 e P 4 S 10 sono i meglio studiati. Questi solfuri possono essere ricristallizzati in una massa fusa di naftalene e isolati sotto forma di cristalli gialli. Quando riscaldati, i solfuri si incendiano e bruciano formando P 2 O 5 e SO 2 . Con l'acqua si decompongono tutti lentamente con rilascio di idrogeno solforato e formazione di acidi fosforo-ossigeno.

Composti del fosforo con metalli

Con i metalli attivi, il fosforo forma fosfuri simili al sale, che obbediscono alle regole della valenza classica. I metalli p, così come i metalli del sottogruppo dello zinco, forniscono fosfuri sia normali che ricchi di anioni. La maggior parte di questi composti presenta proprietà di semiconduttore, ad es. il legame dominante in essi è covalente. La differenza tra azoto e fosforo, dovuta a fattori dimensionali ed energetici, si manifesta in modo più caratteristico nell'interazione di questi elementi con i metalli di transizione. Per l'azoto, quando si interagisce con quest'ultimo, la cosa principale è la formazione di nitruri simili a metalli. Il fosforo forma anche fosfuri simili ai metalli. Molti fosfuri, soprattutto quelli con legami prevalentemente covalenti, sono refrattari. Pertanto, AlP fonde a 2197 gradi C e il fosfuro di gallio ha un punto di fusione di 1577 gradi C. I fosfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi vengono facilmente decomposti dall'acqua, rilasciando fosfina. Molti fosfuri non sono solo semiconduttori (AlP, GaP, InP), ma anche ferromagneti, ad esempio CoP e Fe 3 P.

Fosfina(fosfuro di idrogeno, idruro di fosforo, secondo la nomenclatura IUPAC - fosfano PH 3) - un gas incolore, molto tossico, piuttosto instabile con un odore specifico di pesce marcio.

Gas incolore. Si dissolve male in acqua e non reagisce con essa. A basse temperature forma un clatrato solido 8РН 3 ·46Н 2 О. Solubile in benzene, etere etilico, disolfuro di carbonio. A -133,8 °C forma cristalli con un reticolo cubico a facce centrate.

La molecola di fosfina ha la forma di una piramide trigonale con simmetria molecolare C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Il momento di dipolo è 0,58 D, significativamente inferiore a quello dell'ammoniaca. Il legame idrogeno tra le molecole PH 3 non è praticamente osservato e quindi la fosfina ha punti di fusione e di ebollizione più bassi.

La fosfina è molto diversa dalla sua controparte ammoniaca. La sua attività chimica è superiore a quella dell'ammoniaca; è poco solubile in acqua, essendo una base molto più debole dell'ammoniaca. Quest'ultimo è spiegato dal fatto che i legami H-P sono debolmente polarizzati e l'attività della coppia solitaria di elettroni nel fosforo (3s 2) è inferiore a quella dell'azoto (2s 2) nell'ammoniaca.

In assenza di ossigeno, quando riscaldato, si decompone in elementi:

si accende spontaneamente all'aria (in presenza di vapori di difosfina o a temperature superiori a 100 °C):

Mostra forti proprietà riparatrici.

Fosforo- elemento del 3° periodo e gruppo VA della Tavola Periodica, numero di serie 15. Formula elettronica dell'atomo [ 10 Ne]3s 2 3p 3, stato di ossidazione stabile nei composti +V.

Scala dello stato di ossidazione del fosforo:

L'elettronegatività del fosforo (2.32) è significativamente inferiore a quella dei tipici non metalli e leggermente superiore a quella dell'idrogeno. Forma vari acidi, sali e composti binari contenenti ossigeno, presenta proprietà non metalliche (acide). La maggior parte dei fosfati sono insolubili in acqua.

In natura - tredicesimo elemento per abbondanza chimica (sesto tra i non metalli), presente solo in forma legata chimicamente. Elemento vitale.

La mancanza di fosforo nel terreno è compensata dall'introduzione di fertilizzanti al fosforo, principalmente superfosfati.

Modifiche allotropiche del fosforo

Fosforo rosso e bianco P. Sono note diverse forme allotropiche di fosforo in forma libera, le principali delle quali sono fosforo bianco R4 e fosforo rosso P.N. Nelle equazioni di reazione, le forme allotropiche sono rappresentate come P (rosso) e P (bianco).

Il fosforo rosso è costituito da molecole di polimero Pn di diverse lunghezze. Amorfo, a temperatura ambiente si trasforma lentamente in fosforo bianco. Riscaldato a 416°C sublima (quando il vapore si raffredda, il fosforo bianco si condensa). Insolubile nei solventi organici. L'attività chimica è inferiore a quella del fosforo bianco. Nell'aria si accende solo se riscaldato.

Viene utilizzato come reagente (più sicuro del fosforo bianco) nella sintesi inorganica, come riempitivo per lampade a incandescenza e come componente del lubrificante per scatole nella produzione di fiammiferi. Non velenoso.

Il fosforo bianco è costituito da molecole P4. Morbido come la cera (tagliato con un coltello). Si scioglie e bolle senza decomposizione (fondere 44,14 °C, bollire 287,3 °C, p 1,82 g/cm3). Si ossida nell'aria (bagliore verde al buio); con una grande massa è possibile l'autoaccensione. In condizioni speciali viene convertito in fosforo rosso. Ben solubile in benzene, eteri, disolfuro di carbonio. Non reagisce con l'acqua, conservato sotto uno strato d'acqua. Estremamente attivo chimicamente. Presenta proprietà redox. Recupera i metalli preziosi dalle soluzioni dei loro sali.

Viene utilizzato nella produzione di H 3 P0 4 e fosforo rosso, come reagente nelle sintesi organiche, disossidante di leghe e agente incendiario. Il fosforo in fiamme dovrebbe essere spento con sabbia (ma non acqua!). Estremamente velenoso.

Equazioni delle reazioni più importanti del fosforo:

Produzione di fosforo nell'industria

- riduzione della fosforite con coke caldo (viene aggiunta sabbia per legare il calcio):

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)

Il vapore di fosforo viene raffreddato e si ottiene fosforo bianco solido.

Il fosforo rosso viene preparato dal fosforo bianco (vedi sopra, a seconda delle condizioni, il grado di polimerizzazione n (P n) può essere diverso.

Composti del fosforo

Fosfina PH 3. Composto binario, lo stato di ossidazione del fosforo è III. Gas incolore con odore sgradevole. La molecola ha la struttura di un tetraedro incompleto [: P(H) 3 ] (ibridazione sp 3). Leggermente solubile in acqua, non reagisce con essa (a differenza di NH 3). Un forte agente riducente, brucia all'aria, si ossida a HNO 3 (conc.). Allega HI. Utilizzato per la sintesi del fosforo composti organici. Altamente velenoso.

Equazioni delle reazioni più importanti della fosfina:

Ottenere la fosfina laboratori:

Casp2 + 6HCl (dil.) = 3CaCl + 2 RNZ

Ossido di fosforo (V) P 2 O 5. Ossido acido. Bianco, termicamente stabile. Negli stati solido e gassoso, il dimero P 4 O 10 ha una struttura di quattro tetraedri collegati lungo tre vertici (P - O-P). A temperature molto elevate monomerizza in P 2 O 5 . Esiste anche un polimero vetroso (P 2 0 5) n. È estremamente igroscopico, reagisce vigorosamente con l'acqua e gli alcali. Restaurato al fosforo bianco. Rimuove l'acqua dagli acidi contenenti ossigeno.

Viene utilizzato come agente disidratante molto efficace per l'essiccazione di solidi, liquidi e miscele di gas, come reagente nella produzione di vetri fosfatici e come catalizzatore per la polimerizzazione degli alcheni. Velenoso.

Equazioni per le reazioni più importanti dell'ossido di fosforo +5:

Ricevuta: bruciando il fosforo in eccesso di aria secca.

Acido ortofosforico H 3 P0 4. Ossacido. Sostanza bianca, igroscopica, prodotto finale dell'interazione di P 2 O 5 con l'acqua. La molecola ha la struttura di un tetraedro distorto [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -ibridisadico), contiene legami covalenti σ P - OH e σ, legame π P=O. Si scioglie senza decomposizione e si decompone con ulteriore riscaldamento. È altamente solubile in acqua (548 g/100 g H2O). Acido debole in soluzione, viene neutralizzato dagli alcali e non completamente dall'ammoniaca idrata. Reagisce con i metalli tipici. Partecipa alle reazioni di scambio ionico.

Una reazione qualitativa è la precipitazione di un precipitato giallo di ortofosfato d'argento (I). Viene utilizzato nella produzione di fertilizzanti minerali, per la chiarificazione del saccarosio, come catalizzatore nella sintesi organica e come componente di rivestimenti anticorrosivi su ghisa e acciaio.

Equazioni delle reazioni più importanti dell'acido ortofosforico:

Produzione di acido fosforico nell'industria:

roccia fosfatica bollente in acido solforico:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (concentrato) = 2 H3PO4+3CaSO4

Ortofosfato di sodio Na 3 PO 4. Oxosol. Bianco, igroscopico. Si scioglie senza decomposizione, termicamente stabile. È altamente solubile in acqua, idrolizza all'anione e crea un ambiente altamente alcalino in soluzione. Reagisce in soluzione con zinco e alluminio.

Partecipa alle reazioni di scambio ionico.

Reazione qualitativa allo ione PO 4 3-

— formazione di un precipitato giallo di ortofosfato di argento(I).

Utilizzato per eliminare la durezza “permanente”. acqua dolce, come componente di detergenti e fotosviluppatori, reagente nella sintesi della gomma. Equazioni delle reazioni più importanti:

Ricevuta: neutralizzazione completa di H 3 P0 4 con idrossido di sodio oppure secondo la reazione:

Sodio idrogeno fosfato Na 2 HPO 4. Sale osso acido. Bianco, si decompone senza sciogliersi se riscaldato moderatamente. È altamente solubile in acqua e idrolizza all'anione. Reagisce con H 3 P0 4 (conc.), neutralizzato dagli alcali. Partecipa alle reazioni di scambio ionico.

Reazione qualitativa allo ione HPO 4 2-— formazione di un precipitato giallo di ortofosfato d'argento (I).

Viene utilizzato come emulsionante per la condensazione del latte vaccino, componente dei pastorizzatori alimentari e dei fotocandeggianti.

Equazioni delle reazioni più importanti:

Ricevuta: neutralizzazione incompleta di H 3 P0 4 con idrossido di sodio in soluzione diluita:

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

Ortofosfato di sodio diidrogeno NaH 2 PO 4. Sale osso acido. Bianco, igroscopico. Se riscaldato moderatamente, si decompone senza sciogliersi. È altamente solubile in acqua, l'anione H 2 P0 4 subisce una dissociazione reversibile. Neutralizzato dagli alcali. Partecipa alle reazioni di scambio ionico.

Reazione qualitativa allo ione H 2 P0 4 - formazione di un precipitato giallo di ortofosfato d'argento (1).

Viene utilizzato nella produzione del vetro, per proteggere l'acciaio e la ghisa dalla corrosione e come addolcitore dell'acqua.

Equazioni delle reazioni più importanti:

Ricevuta: neutralizzazione incompleta di H 3 PO 4 con idrossido di sodio:

H3PO4 (conc.) + NaOH (diluito) = NaH2PO4+H2O

Ortofosfato di calcio Ca 3(PO 4)2— Oxosol. Bianco, refrattario, termicamente stabile. Insolubile in acqua. Si decompone con acidi concentrati. Ripristinato dal coke durante la fusione. Il componente principale dei minerali di fosforite (apatite, ecc.).

Viene utilizzato per ottenere il fosforo nella produzione di fertilizzanti a base di fosforo (superfosfati), ceramica e polvere di vetro precipitata viene utilizzata come componente di dentifrici e stabilizzante polimerico;

Equazioni delle reazioni più importanti:

Concimi fosforici

Viene chiamata la miscela di Ca(H 2 P0 4) 2 e CaS0 4 perfosfato semplice, Ca(H 2 P0 4) 2 con una miscela di CaНР0 4 - doppio perfosfato, vengono facilmente assorbiti dalle piante durante l'alimentazione.

I fertilizzanti più preziosi sono ammofos(contengono azoto e fosforo), sono una miscela di sali dell'acido di ammonio NH 4 H 2 PO 4 e (NH 4) 2 HPO 4.

Cloruro di fosforo (V) PCI5. Connessione binaria. Bianco, volatile, termicamente instabile. La molecola ha la struttura di una bipiramide trigonale (ibridazione sp 3 d). Allo stato solido, il dimero P 2 Cl 10 con la struttura ionica PCl 4 + [PCl 6 ] - . “Fumo” nell’aria umida. Molto reattivo, completamente idrolizzato dall'acqua, reagisce con gli alcali. Restaurato al fosforo bianco. È usato come agente di cloro nella sintesi organica. Velenoso.

Equazioni delle reazioni più importanti:

Ricevuta: clorazione del fosforo.

Il fosforo fu scoperto nel 1669 dall'alchimista di Amburgo Hennig Brand, che sperimentò l'evaporazione dell'urina umana nel tentativo di ottenere la pietra filosofale. La sostanza formata dopo numerose manipolazioni si è rivelata simile alla cera, che bruciava insolitamente intensamente, con sfarfallio. Alla nuova sostanza è stato dato un nome fosforo mirabilis(dal latino portatore di fuoco miracoloso). Alcuni anni dopo, il fosforo fu ottenuto da Johann Kunkel e, indipendentemente dai primi due scienziati, da R. Boylem.

Il fosforo è un elemento del gruppo XV del periodo III della tavola periodica elementi chimici DI. Mendeleev, con numero atomico 15 e massa atomica 30.974. La designazione accettata è R.

Essere nella natura

Il fosforo si trova nell'acqua marina e nella crosta terrestre principalmente sotto forma di minerali, di cui sono circa 190 (i più importanti sono l'apatite e la fosforite). Fa parte di tutte le parti delle piante verdi, delle proteine ​​e del DNA.

Il fosforo è un non metallo con elevata attività chimica e non si trova praticamente mai in forma libera. Sono note quattro modifiche del fosforo: rosso, bianco, nero e metallico.

Fabbisogno giornaliero di fosforo

Per il normale funzionamento, il corpo adulto deve ricevere 1,0-2,0 g di fosforo al giorno. Per i bambini e gli adolescenti, la norma è 1,5-2,5 g, per le donne in gravidanza e in allattamento aumenta a 3,0-3,8 g (calorizzatore). Fabbisogno giornaliero il fosforo aumenta durante l'allenamento sportivo regolare e l'attività fisica.

I principali fornitori di fosforo sono pesce e frutti di mare, ricotta, formaggio, noci, legumi e cereali. Una quantità sufficiente di fosforo è contenuta sia in bacche, funghi e carne che.

Segni di carenza di fosforo

Una quantità insufficiente di fosforo nel corpo è caratterizzata da affaticamento e debolezza e può essere accompagnata da perdita di appetito e attenzione, frequenti raffreddori, ansia e sensazione di paura.

Segni di eccesso di fosforo

Segni di eccesso di fosforo nel corpo sono sanguinamento ed emorragia, si sviluppa anemia e si verificano calcoli renali.

Il fosforo fornisce altezza normale tessuti ossei e dentali del corpo, li mantiene in uno stato sano, partecipa anche alla sintesi proteica, svolge un ruolo importante nel metabolismo dei grassi, delle proteine ​​e dei carboidrati. Senza fosforo, i muscoli non possono funzionare e l’attività mentale non avviene.

Digeribilità del fosforo

Quando si assumono complessi minerali, vale la pena ricordare il miglior equilibrio di fosforo e (3:2), nonché il fatto che quantità eccessive rallentano il processo di assorbimento del fosforo.

Il fosforo è ampiamente utilizzato nell'industria e nell'agricoltura, principalmente a causa della sua infiammabilità. Viene utilizzato nella produzione di carburanti, fiammiferi, esplosivi, fertilizzanti fosfatici e nella protezione delle superfici metalliche dalla corrosione.

Il fosforo (dal greco fosforos - luminifero; lat. Fosforo) è un elemento del sistema periodico di elementi chimici della tavola periodica, uno degli elementi più comuni della crosta terrestre, il suo contenuto è dello 0,08-0,09% della sua massa. La concentrazione nell'acqua di mare è 0,07 mg/l. Non si trova allo stato libero a causa della sua elevata attività chimica. Forma circa 190 minerali, i più importanti dei quali sono l'apatite Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH), la fosforite Ca 3 (PO 4) 2 ed altri. Il fosforo si trova in tutte le parti delle piante verdi, ancor più nei frutti e nei semi (vedi fosfolipidi). Contenuto nei tessuti animali, fa parte delle proteine ​​e di altri composti organici essenziali (ATP, DNA) ed è un elemento della vita.

Storia

Il fosforo fu scoperto dall'alchimista di Amburgo Hennig Brand nel 1669. Come altri alchimisti, Brand cercò di trovare la pietra filosofale, ma ricevette una sostanza luminosa. Brand si concentrò sugli esperimenti con l'urina umana perché credeva che, essendo di colore dorato, potesse contenere oro o qualcosa di utile per l'estrazione mineraria. Inizialmente, il suo metodo consisteva nel lasciare riposare l'urina per diversi giorni finché l'odore sgradevole non scompariva, quindi farla bollire finché non diventava appiccicosa. Riscaldando questa pasta ad alte temperature e facendo apparire delle bolle, sperava che una volta condensate contenessero oro. Dopo diverse ore di intensa bollitura, si ottennero grani di una sostanza bianca simile alla cera, che bruciavano molto intensamente e brillavano anche nell'oscurità. Il marchio ha chiamato questa sostanza fosforo mirabilis (dal latino "portatore di luce miracoloso"). La scoperta del fosforo da parte di Brand fu la prima scoperta di un nuovo elemento dall'antichità.
Un po' più tardi, il fosforo fu ottenuto da un altro chimico tedesco, Johann Kunkel.
Indipendentemente da Brand e Kunkel, il fosforo fu ottenuto da R. Boyle, che lo descrisse nell'articolo "Metodo per preparare il fosforo dall'urina umana", datato 14 ottobre 1680 e pubblicato nel 1693.
Un metodo migliorato per la produzione del fosforo fu pubblicato nel 1743 da Andreas Marggraf.
Ci sono prove che gli alchimisti arabi riuscirono a ottenere il fosforo nel XII secolo.
Lavoisier dimostrò che il fosforo è una sostanza semplice.

origine del nome

Nel 1669, Henning Brand, riscaldando una miscela di sabbia bianca e urina evaporata, ottenne una sostanza che brillava nell’oscurità, inizialmente chiamata “fuoco freddo”. Il nome secondario "fosforo" deriva dalle parole greche "φῶς" - luce e "φέρω" - portare. Nell'antica mitologia greca, il nome Fosforo (o Eosforo, greco antico Φωσφόρος) era portato dal guardiano della Stella del Mattino.

Ricevuta

Il fosforo si ottiene da apatiti o fosforiti a seguito dell'interazione con coke e silice ad una temperatura di 1600°C:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

I vapori di fosforo bianco risultanti vengono condensati in un ricevitore sott'acqua. Invece dei fosforiti, altri composti possono essere ridotti, ad esempio l'acido metafosforico:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

Proprietà fisiche

Il fosforo elementare in condizioni normali rappresenta diverse modifiche allotropiche stabili; La questione dell’allotropia del fosforo è complessa e non completamente risolta. Di solito ci sono quattro modifiche di una sostanza semplice: fosforo bianco, rosso, nero e metallico. A volte vengono anche chiamate le principali modificazioni allotropiche, suggerendo che tutte le altre sono una varietà di queste quattro. In condizioni normali, esistono solo tre modificazioni allotropiche del fosforo e in condizioni di pressione ultraelevata esiste anche una forma metallica. Tutte le modifiche differiscono per colore, densità e altro caratteristiche fisiche; C'è una notevole tendenza verso una forte diminuzione dell'attività chimica durante la transizione dal fosforo bianco a quello metallico e un aumento delle proprietà metalliche.

Proprietà chimiche

L'attività chimica del fosforo è molto superiore a quella dell'azoto. Le proprietà chimiche del fosforo sono in gran parte determinate dal suo modificazione allotropica. Il fosforo bianco è molto attivo; nel processo di transizione al fosforo rosso e nero, l'attività chimica diminuisce drasticamente. Il fosforo bianco si illumina al buio nell'aria; il bagliore è dovuto all'ossidazione dei vapori di fosforo in ossidi inferiori.
Negli stati liquido e disciolto, così come nei vapori fino a 800 ° C, il fosforo è costituito da molecole P 4. Quando riscaldate sopra gli 800 °C, le molecole si dissociano: P 4 = 2P 2. A temperature superiori a 2000 °C le molecole si scompongono in atomi.