Нахождение фосфора в природе кратко


Фосфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3 (F,Cl,OH), фосфорит (Сa3(PO4)2) и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году.


добно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Более усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Аморфную аллотропную модификацию фосфора — красный фосфор Pn — выделил, нагревая белый фосфор без доступа воздуха, А. Шрёттер в середине XIX в.

Происхождение названия


В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φώς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:

 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3  или Ca3(PO4)2 + 3SiO2+5C = 3CaSiO3+5CO+2P.

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

 4HPO3 + 10C → P4 + 2H2O + 10CO

Физические свойства

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все существующие аллотропные модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены.


адиционно различают четыре его модификации: зеленовато-белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора — P4, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.


Плохо растворяется в воде, но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой.

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г, а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги.

Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде, а также под действием ионизирующего излучения белый фосфор превращается в красный фосфор.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Плотность 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зелёным пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10.


Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 °C, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твёрдое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов.


к, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других веществах, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2⋅109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.


Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8⋅106 Па.

Металлический фосфор

При 8,3⋅1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25⋅1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.


В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода)
 4P + 3O2 → 2P2O3  (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

 2P + 3Ca → Ca3P2 

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

 2P + 3S → P2S3
 2P + 5Cl2 → 2PCl5

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например:

 Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — PH3


Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

 8P + 12H2O →>500oC  5PH3 + 3H3PO4

Реакция взаимодействия красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Реакция протекает при температуре 700—900 °C. Катализатором могут выступать: платина, медь, титан, цирконий.

 2P + 8H2O →700−900oC,kat   2H3PO4 + 5H2 

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

 4P + 3KOH + 3H2O →τ   PH3 + 3KH2PO2

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO 
 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

Изотопы


Известно более 20 изотопов фосфора (с массовым числом от 24 до 47). Природный изотоп 31P стабилен. Из радиоактивных изотопов наиболее долгоживущие: 30P (T1/2 = 2,5 мин), 32P (T1/2 = 14,26 сут) и 33P (T1/2 = 25,34 сут)..

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Источник: chem.ru

Удобрения, содержащие водорастворимые фосфорные соединения

К данной группе относят суперфосфаты, которые в зависимости от способа производства и содержания оксида фосфора делят на простые, двойные и тройные суперфосфаты, а по консистенции – на порошковидные и гранулированные.

Суперфосфат простой Са(Н2РO4)2 (16–20 % Р2О5). Его качество оценивают по содержанию фосфорной кислоты, растворимой в воде или аммиачном растворе лимоннокислого аммония.Подходит для тех типов почв, где растения хорошо отзываются на серу, что обусловлено присутствием гипса.

Гранулированный суперфосфат

(20–22 % Р2О5). Имеет хорошие физические свойства, не слеживается и хорошо рассеивается при внесении.

Двойной суперфосфат Са(Н2РO4)2. Высококонцентрированное удобрение, содержит до 45 % и выше Р2О5. Фосфор здесь присутствует как монокальций фосфата и свободная фосфорная кислота (до 2,5 %). Имеет вид светло-серых гранул.

Суперфос

. Новое концентрированное удобрение. Содержание P2O5 составляет 38–40 %, половина – в водорастворимой форме. Получают его путем химического обогащения и активирования фосфоритной муки смесью фосфорной и серной кислот.[5]

Удобрения, содержащие фосфорные соединения, растворимые в слабых кислотах

Преципитат (дикальций фосфат)

СаНРO4 • 2Н2O (25–35 % P2O5). Это порошок белого или светло-серого цвета. Удобрение не слеживается, хорошо рассеивается. Фосфорная кислота преципитата доступна растениям.

Томасшлак

содержит фосфор в виде тетракальцийфосфата (4СаО • P2O5 или Са4Р2O9) или силикокарнатита (Са4Р2O9 • CaSiO3). По стандарту в нем не менее 14 % лимонно-растворимой P2O5. Это щелочное удобрение. Лимонно-растворимых соединений P2O5 в томасшлаке содержится 75–90 % от общего содержания. В его составе отмечены соединения железа, алюминия, магния, марганца, молибдена, ванадия и прочих элементов.

Термофосфаты

(18–34 % Р2О5). По свойству и составу близки к томасшлаку. Полученные путем сплавления со щелочными солями, термофосфаты обладают лучшей доступностью для растений, чем томасшлак. В удобрении содержится 28–32 % лимонно-растворимой Р2О5. Оно обладает хорошими физическими свойствами. По содержанию Р2О5 относится к концентрированным фосфорным тукам. Не уступает суперфосфату при основном внесении на черноземных и дерново-подзолистых почвах.

Костяная мука

является побочным продуктом переработки костей. Содержит 30–35 % P2O5 и до 1 % азота. Соединения фосфорной кислоты присутствуют в ней в не растворимой в воде форме, но они более доступны, чем фосфор в фосфоритной муке. Костяная мука эффективна на кислых почвах. Даже при слабой кислотности данное удобрение способно оказывать хорошее воздействие на урожай.

Плавленый фосфат магния

. Содержит 20 % Р2О5, в лимонно-растворимой форме, а также 12 % MgO. Применять его лучше на супесчаных почвах, где культуры хорошо откликаются на магний.

Красный фосфор

(22,9 % P2O5) – перспективное удобрение. Может стать самым высококонцентрированным фосфорным удобрением. Для окисления его в почве необходимо применять катализатор. Им может быть медь в количестве 1 % от массы фосфора.[5]

Нерастворимые фосфаты

Фосфоритная мука является самым дешевым фосфоритным удобрением.

Высший сорт фосфорной муки содержит 25 % P2O5.

Первый сорт – 22 % P2O5.

Второй сорт – 19 % P2O5.

Основной показатель усвоения фосфорной кислоты из данного удобрения – активная и потенциальная кислотность почвы.

Вивианит (болотная руда)

Fe3(PO4)2• 8H2O (28 % P2O5) – это фосфорнокислая закисная соль железа. Добывается под слоем торфа в виде белесой массы. Вивианит – хороший источник фосфора для культур на выщелоченных черноземах, серых лесных, дерново-подзолистых почвах. Вивианит разрыхляется при высыхании и хорошо рассеивается.[5]

Фосфаты, растворимые в воде

, применяют на всех почвах, под все культуры разнообразными приемами. Однако лучше вносить их в лунки, рядки и борозды для меньшего контакта с почвенными частицами.

Фосфаты, растворимые в слабых кислотах

, эффективнее на кислых почвах.

Труднорастворимые удобрения

более эффективны на выщелоченных, деградированных северных черноземах и кислых почвах Нечерноземной зоны. При этом, их лучше вносить под зябь, чтобы они смешались с большим объемом почвы.

Источник: www.pesticidy.ru

  • Общая химия

      Основы общей химии

      Периодический закон

      Химические связи

      Химические реакции

      Растворы

      Лаборатория

  • Неорганическая химия

      Общая характеристика

      Ia и IIa группа

      IIIa группа

      IVa группа

      Va группа

      VIa группа

      VIIa и VIIIa группа

      Металлы побочных подгрупп

  • Органическая химия

      Углеводороды

      Кислородсодержащие соединения

      Азотсодержащие соединения

Вверх

Источник: studarium.ru

История открытия фосфора

В 1669 гамбургский купец и по совместительству алхимик Хенниг Брандт в очередной раз пытался осуществить мечту всех средневековых алхимиков – найти легендарный философский камень, якобы превращающий все металлы в золото и дарующий бессмертие. Увы, философский камень и в этот раз найти не удалось, но, тем не менее, Хеннигу посчастливилось сделать другое не менее важное открытие в химии. На этот раз в качестве эксперимента немецкий алхимик решил выпаривать воду из… человеческой мочи. В результате череды сложных химических манипуляций над собственной мочой в реторте у алхимика образовалось неведомое до того светящееся вещество – фосфор.

К слову, само слово «фосфор» с древнегреческого переводится как «несущий свет». Именно такое название он получил за свою удивительную способность светиться в темноте. Первооткрыватель фосфора алхимик Хенниг Брандт быстро понял свою выгоду от этого открытия и за большие деньги показывал светящийся фосфор разным знатным и богатым господам, нажив при этом большое состояние (развлечений в то время в Европе было не так уж и много, так что научно-популярные представления предприимчивого алхимика пользовались большим спросом).

открытие фосфора

Впрочем, Хенинг Брандт был не первым, кто добыл фосфор опытным путем. Еще до него, в XII веке это удалось сделать арабскому алхимику Алхиду Бехилу, все также благодаря химическим манипуляциям с мочой и глиной, но его открытие затерялось, и именно повторное открытие фосфора немецким алхимиком принесло широкую популярность этому химическому элементу.

Первое время после открытия фосфор вызывал лишь любопытство своим свечением и только в конце XIX века ученые поняли, что фосфор также является чрезвычайно важным полезным микроэлементом для жизнедеятельности человеческого организма.

Физические свойства фосфора

Как и азот, фосфор способен образовывать двухатомные молекулы Р2.. Однако подобные молекулы фосфора могут быть устойчивыми лишь при очень высокой температуре – около 1000 С. В обычных же условиях атомы фосфора соединяются в молекулы других составов. Например, белый фосфор состоит из четырехатомных молекул Р4. Между собой атомы белого фосфора соединены в виде простейшего многогранника тетраэдра.

Строение молекулы белого фосфора

Так схематически выглядит строение молекулы белого фосфора, состоящей из четырех атомов.

Сам белый фосфор являет собой практически бесцветное твердокристаллическое вещество, моментально окисляемое кислородом воздуха, при этом во время окисления фосфора идет дым, а в воздухе появляется явный чесночный запах. Своим внешним видом белый фосфор похож на воск, такой же мягкий и легкоплавкий, при этом светится в темноте и является чрезвычайно опасным, так как очень ядовит и огнеопасен.

Помимо белого фосфора физики также различают красный фосфор, черный фосфор, желтый фосфор и металлический фосфор, каждый из них имеет свои особенные физические свойства.

Так если белый фосфор нагревать до температуры 300 С без доступа воздуха и в присутствии катализаторов (ими может быть йод или натрий), то он превратится в красный фосфор. В отличие от белого фосфора его красный собрат не светится в темноте и не является ядовитым и опасным, к слову именно его используют при производстве спичек.

спички

Красный фосфор это аморфное вещество, состоящее из полимерных молекул Px, он нерастворим в воде и других органических растворителях, а при нагревании без доступа воздуха не возгорается.

Если белый фосфор поместить под очень большое давление (в сотни атмосфер) то из него получится черный фосфор, который своими свойствами напоминает металл: он блестит и проводит электрический ток. Если еще больше увеличить давление, то черный фосфор превратится в металлический, его кристаллическая решетка будет такой же плотной как у металлов. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

виды фосфора

Так выглядят разные виды фосфора.

Хотя фосфор и является одним из самых распространенных химических элементов на нашей планете, в чистом виде в природных условиях его не бывает, добыть чистый фосфор возможно лишь в химической лаборатории. Однако фосфор входит в состав многих важных химических и биологических соединений: фосфолипидов, фосфидов (соединения фосфора и металлов), фосфинов (соединений водорода с фосфором), фосфорной кислоты и так далее.

Химические свойства фосфора

Как мы писали выше, фосфор занимает 15 место в периодической таблице Менделеева и входит в одну группу с азотом, мышьяком и сурьмой. Хотя на валентном уровне он и имеет целых 5 электронов, однако 5 связей образуются довольно редко.

Фосфор

Фосфор – очень химически активный элемент, особенно белый фосфор. Как следствие он может вступать в самые разнообразные химические реакции, выступая как в качестве окислителя (с элементами, расположенными ниже и левее в таблице Менделеева), так и восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее в таблице Менделеева).

При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P +3O2 > 2P2O3

4P + 5O2 > 2P2O5

При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal3 и PHal5:

2P + 3Cl2 > 2PCl3

2P + 5Cl2 > 2PCl5

При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

2P + 3S > P2S3

2P + 5S > P2S5

При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

2P + 3Ca > Ca3P2

2P + 3Mg > Mg3P2

Применение фосфора

Научившись добывать фосфор в чистом виде человек нашел ему самое разнообразное применение, причем не только созидательное, но порой и очень разрушительное. Так еще во время первой мировой войны немецкими химиками был использован желтый фосфор в качестве начинки зажигательных боеприпасов и отравляющих газов.

Газовая атака

Впоследствии применение таких газов на поле боя было запрещено Женевской конвенцией. Увы, такая наша глупая человеческая природа – использовать научные открытия в разрушительных целях, как впрочем, и открытие энергии расщепления атома было применено для создания атомной бомбы, и лишь потом для атомной энергетики.

Но вернемся к фосфору, в мирных целях этот химический элемент активно используется в сельском хозяйстве для создания эффективных удобрений для растений. Фосфор входит в состав некоторых лекарственных препаратов, к примеру, в антибиотик фосфомицин, в состав моющих средств, наконец, из безопасного красного фосфора делают спички.

Фосфор имеет свое применение и в металлургии, в качестве сверхпрочных и антикоррозийных покрытий (черный и металлический фосфор). А многие фосфиды (соединения фосфора и металлов) обладают отличными полупроводниковыми свойствами и активно задействуются в микроэлектронике.

Получения фосфора

Для получения белого фосфора в чистом виде химики прокалывают природные фосфаты вместе с коксом и песком в электрической печи. Впрочем, вместо фосфатов можно использовать и другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту. Красный и черный фосфор получают уже из белого фосфора путем разных манипуляций над последним (нагревание, увеличение давления).

Получение фосфора

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Теперь давайте ответим на вопрос, какая роль фосфора в организме человека. А она очень большая, так как фосфор принимает участие во всех обменных процессах, происходящих в нашем организме. Основная масса фосфора находится в костях и зубах. Совместно с кальцием фосфор формирует правильную структуру костной ткани, и если пропорция содержания кальция и фосфора будет нарушена, то кости могут стать хрупкими, увеличится риск переломов.

Помимо костей и зубов фосфор имеет влияние и на самое главное – мыслительное деятельность человека, ведь он содержится в нашей мозговой ткани и нервах. От фосфора зависит работа нервной системы, с его помощью осуществляется метаболизм липидов и протеинов, биосинтез всех необходимых органических веществ. Наконец фосфор входит в состав ДНК и РНК, участвует в ферментивных процессах, поддерживающих кислотно-щелочной баланс в организме.

Фосфор для ребенка

Особенно необходим фосфор для растущего детского организма, ведь у ребенка идет активное формирование костей скелета, развиваются клетки головного мозга. Поэтому очень важно чтобы малыш получал фосфор в необходимых количествах и при этом регулярно, ведь значительная его часть вымывается из организма с мочой.

Поэтому важно знать, какие продукты содержат фосфор.

Продукты, содержащие фосфор

К счастью фосфор содержится во многих доступных продуктах питания: орехах, морепродуктах (особенно в рыбе), в сыре, капусте, моркови, чесноке, куриных яйцах (особенно в желтке). Особенно много фосфора имеется в яблоках, грецких орехах, говяжьей печени, гречке и икре рыб семейства осетровых.

Продукты, содержащие фосфор

Теперь вы знаете, какие продукты могут увеличить содержание фосфора в вашем организме и организме ваших детей.

Суточная норма фосфора

Суточная норма фосфора для взрослого человека составляет 1200-1600 мг. Также стоит учесть, что для людей занимающихся интенсивными физическими нагрузками, а также для беременных и кормящих матерей суточная норма фосфора выше и составляет приблизительно 3000-3800 мг.

Детям требуется от 300 до 1800 мг фосфора каждый день, в зависимости от их возраста.

Недостаток (дефицит) фосфора в организме

Недостаток или дефицит фосфора в человеческом организме может быть обусловлен разными причинами:

  • приемом некоторых лекарств, которые понижают кислотность,
  • диетами с пониженным содержанием белков,
  • алкогольными или наркотическими зависимостями,
  • эндокринными заболеваниями,
  • заболеваниями почек.

Симптомами недостатка фосфора является общее недомогание, слабость, апатичность, депрессия, физическое и умственное истощение. Если у вас проявляются эти симптомы, то лучше чем скорее обратится к врачу, чтобы он прописал вам правильное лечение.

Избыток фосфора в организме и симптомы отравления им

Избыток фосфора в человеческом организме может быть столь же вредным, как и его недостаток. Обычно причиной избытка фосфора является злоупотребление человеком мясной пищей. Когда фосфора становится слишком много, нарушается его пропорция содержания с кальцием. Кальция становится меньше чем нужно, его вытесняет фосфор, от чего кости человека становятся более хрупкими, может возникнуть остеопороз (снижение плотности костей, повышение их хрупкости).

Также переизбыток фосфора может привести к возникновению проблем с зубами, нарушению работы нервной системы, почек и щитовидных желез. Чтобы предотвратить все это важно вести здоровый образ жизни, правильно питаться (не одним лишь хлебом и мясом, а обязательно фруктами, овощами), избегать вредных привычек.

Источник: www.poznavayka.org

ФОСФОР (Phosphorus); ат. вес 30,975. Получение и свойства фосфора. Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,12%. Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается.

Из соединений фосфора самым важным является кальциевая соль фосфорной кислоты Са3(РО4)2, которая в виде минерала фосфорита образует местами большие залежи. В СССР богатейшие месторождения фосфоритов находятся в Южном Казахстане в горах Кара-Тау. Часто встречается также минерал апатит, содержащий, кроме Са3(РО4)2, еще CaF2 или СаСl2. Огромные залежи апатита были открыты в 20-х годах этого столетия на Кольском полуострове. Это месторождение по своим запасам самое большое в мире.

Фосфор, как и азот, является элементом, безусловно необходимым для всех живых существ, так как он входит в состав-различных белковых веществ как растительного, так и животного происхождения. В растениях фосфор содержится главным образом в белках семян, в животных организмах — в белках молока, крови, мозговой и нервной тканей. Кроме того, большое количество фосфора содержится в костях позвоночных животных в виде фосфата кальция Са3(РO4)2. При сжигании костей все органические вещества сгорают, и остающаяся зола состоитглавным образом из фосфата кальция.

Свободный фосфор был впервые выделен из мочи еще в XVII в. алхимиком Брандом. В настоящее время фосфор получают из фосфата кальция. Для этого фосфат кальция смешивают с песком и углем и накаливают без доступа воздуха в особых, печах с помощью электрического тока.

Чтобы понять происходящую реакцию, нужно представить фосфат кальция как соединение окиси кальции с фосфорным ангидридом (3СаО • Р2О5); песок же, как известно, представляет собой двуокись кремния, или кремневый ангидрид SiО2. При высокой температуре кремневый ангидрид вытесняет фосфорный ангидрид и, соединяясь с окисью кальция, образует кальциевую соль кремневой кислоты CaSiО3, а фосфорный ангидрид восстанавливается углем до свободного фосфора:

Р2О5 • 3СаО + 3SiО2 = 3CaSiО3 + Р2О5 Р2О5 + 5С = 2Р + 5СО

Складывая оба уравнения, получаем:

Са3(РО4)2 + 3SiО2 + 5С = 3CaSiО3 + 2Р + 5СО

Выделяющийся фосфор превращается в пары, которые сгущаются в приемнике под водой.

Фосфор образует несколько аллотропических видоизменений.

Белый фосфор получается при|быстром охлаждении паров фосфора. Это — твердое кристаллическое вещество, уд. веса 1,82. В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен.

и прозрачен; продажный же продукт обычно окрашен в желто-ватый цвет и по внешнему виду очень похож навоск. На холоду белый фосфор хрупок/но при температуре выше 15° становится мягким и легко режется ножом. Белый фосфор плавится при 44,2°, а при 280,5° начинает кипеть. Молекула фосфора в парах при температурах ниже 800° состоит из четырех атомов (Р4), На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Отсюда произошло название фосфор, которое в переводе на русский язык значит «светоносный». Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор загорается и сгорает, выделяя большое количество тепла. Фосфор может и сам собой воспламениться на воздухе вследствие выделения тепла при окислении. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой. В воде белый фосфор нерастворим; хорошо растворяется в сероуглероде.

Белый фосфор — сильный яд, даже в малых дозах действующий смертельно.

Еели белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 250—300°, то он превращается в другое видоизменение фосфора, имеющее красно-фиолетовый цвет и называемое красным фосфором. Такое же превращение происходит, но только очень медленно, под действием света.

Красный фосфор по своим свойствам резко отличается от белого; он очень медленно окисляется на воздухе, не светятся в темноте, загорается только при 260°, не растворяется в сероуглероде и не ядовит. Удельный вес красного фосфора 2,20, При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, превращается в пары, при охлаждении которых получается белый фосфор.

Черный фосфор образуется из красного при нагревании его до 350° под давлением в несколько сот атмосфер. По виду он очень похож на графит, жирен на ощупь, хорошо проводит электрический ток и значительно тяжелее других видоизменений фосфора. Удельный вес черного фосфора 2,70, температура воспламенения 490°.

Главная область применения фосфора — спичечное производство. В настоящее время спички являются столь необходимым предметом в нашей повседневной жизни, что трудно себе представить, как могли люди обходиться без них. Между тем спички существуют только 150 лет.

Первые спички, появившиеся в 1805 г., представляли собой деревянные палочки, один конец которых был покрыт смесью бертолетовой соли с сахаром н гумиарабиком. Зажигались такие спички путем смачивания их головок концентрированной серной кислотой. Для этого палочки погружали в маленький пузырек, содержавший асбест, пропитанный серной кислотой.

Изобретение фосфорных спичек, зажигающихся при трении,., относится к 30-м годам прошлого века. Головки спичек состояли из серы, которая покрывалась смесью белого фосфора с некоторыми богатыми кислородом веществами (суриком Рb3O4 или двуокисью марганца МnO2), связанными вместе клеем. Такие спички назывались серными ив России были в употреблении до конца XIX в. Они легко воспламенялись при трении о любую поверхность, что хотя и представляло известное удобство, но делало серные спички очень огнеопасными. Кроме того, вследствие ядовитости белого фосфора, производство их причиняло большой вред здоровью рабочих спичечных фабрик. Нередко также бывали случаи отравления спичками. В настоящее время почти во всех странах выработка серных спичек прекращена ввиду замены их так называемыми безопасными спичками. Эти спички впервые начали изготовлять в Швеции, почему их иногда называют шведскими.

При изготовлении безопасных спичек применяется исключительно красный фосфор, причем он содержится не в головке спички, а в той массе, которая наносится сбоку на спичечную коробку. Головка же спички состоит из смеси горючих веществ с бертолетовой солью и соединениями, катализирующими распад этой соли (пиролюзит, Fe2О3 и др). Смесь легко воспламеняется, если потереть ее о боковую поверхность спичечной: коробки, покрытой указанной массой.

Кроме спичечного производства, фосфор применяется в военном деле. Так как при горении фосфора образуется густой белый дым, то белым фосфором снаряжают боеприпасы (артиллерийские снаряды, авиабомбы и др.), предназначенные для образования так называемых «дымовых завес». Значительное количество фосфора расходуется на производство разных фосфорорга-нических препаратов, к числу которых относятся весьма эффективные средства уничтожения насекомых-вредителей.

Свободный фосфор чрезвычайно активен. Он непосредственно соединяется со многими простыми веществами с выделением большого количества тепла. Легче всего соединяется фосфор с кислородом, затем с галогенами, серой и со многими металлами, причем в последнем случае образуются фосфиды, аналогичные нитридам, например: Са3Р2, Mg3P2 и др. Все эти свойства особенно резко проявляются у белого фосфора; красный фосфор реагирует менее энергично, черный вообще очень трудно вступает в химические взаимодействия.

146 147 148

Вы читаете, статья на тему Фосфор в природе

Источник: znaesh-kak.com


Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.