Jedna od najzastupljenijih jednostavnih tvari u zemljinoj kori je fosfor. Nema potrebe za čistim izgledom, jer Može imati visoku aktivnost i brzo reagirati. Uđite u skladište živih organizama.

Budova

Fosfor se nalazi u skupini V, u trećoj periodi periodnog sustava elemenata. Roztashovany pod brojem 15. Postoji šest izotopa fosfora, odvojenih po komadima.

Fosfor je element rodinija. Atom fosfora sastoji se od pozitivno nabijene jezgre +15 i 15 negativno nabijenih elektrona, koji su raspoređeni preko tri elektronske ljuske. Na vanjskoj energetskoj razini raspoređeno je pet valentnih elektrona: 2 – u s-orbitali, 3 – u p-orbitali. U početnom stanju p-orbitala postaje nepotpuna, a fosfor pokazuje valenciju III. Kada su elektroni pobuđeni, prelaze iz s-orbitale u p-orbitalu, a fosfor doseže svoju najveću valenciju - V.

Mali 1. Budova atoma fosfora.

Elektronska formula za fosfor je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Fizička snaga

Fosfor je za normalne umove stalno prisutan na jednoj agregatnoj stanici. Ovo je čvrsti kristalni tok, nesalomiv u blizini vode. Atomska težina tekućine - 31 amu, molarna masa - 30,9738 g / mol.

Fosfor ima snažnu alotropiju - svojstvo je modificirano. Modifikacije su određene fizičkim učincima fosfora. Značajke vrste opisane su u tablici.

	t mn. , °S	t kip. , °S	ρ, g/cm 3	Karakteristično
				Kroz kuće možete stvoriti žutu boju. Najblaža modifikacija, rjeđe s nožem, ima specifičan miris. Molekula se sastoji od četiri atoma (P 4), raspoređenih u obliku tetraedra. Oksidira na otvorenom, a oksidira na 40°C. Toksičan, može imati male smrtonosne doze (0,05-0,15 g)
	593 pod tlakom 4,36 MPa			Ekstrakt iz zagrijanog bijelog fosfora bez trljanja i pod ionizirajućim uvjetima. Ê polimer (P n), koji se sastoji od nekoliko molekula P 4 . Nije jasno, ne svijetli. Zapaljuje se na 210°C. Ne topi se u najobičnijim glavama, već odmah ispari. Bijeli fosfor nastaje kuhanjem na pari
	1000 pod tlakom 18 10 5 Pa			Zagrijte bijeli fosfor na 230°C pod visokim tlakom. Postoji metalni bljesak. Slično grafitu, debelo poput kutije za pilule. Chi ne ruši istinu u organskim otkrićima. Može imati snagu vodiča. Može se zapaliti tijekom prethodnog prženja do 500°C

Mali 2. Modifikacije fosfora.

Za najnaprednije umove, fosfor zahtijeva samo tri modifikacije. Međutim, pod visokim pritiskom, metalni fosfor se može ekstrahirati iz crnog fosfora. Ovo je najveća modifikacija (3,83 g/cm 3 ) za provođenje električnog udara.

Kemijska moć

Aktivnost se smanjuje tijekom prijelaza s jedne modifikacije na drugu. Dakle, bijeli fosfor je aktivan, metalni fosfor je inertan.

Fosfor reagira s mnogim jednostavnim i složenim spojevima. Specifičnosti kemijskih sredstava opisane su u tablici.

Reakcija	Značajke	Rivnanja
Neka se ukiseli	Fosfor (V) oksid se otapa u višku kiselosti. Kada se potpuno oksidira, nastaje fosfor (III) oksid	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
S halogenima i nemetalima	Obnavlja	2P + 3Cl 2 → 2PCl 3;
S metalima	Oksidira. Pretvara fosfide	3Mg + 2P → Mg 3 P 2
	Reagira s vodenom parom, otapajući fosfin i fosfornu kiselinu. Crveni fosfor reagira kada se zagrije s katalizatorom, otapajući fosfornu kiselinu.	8P + 12H2O → 5PH3 + 3H3PO2; 2P + 8H 2 O → 2H 3 PO 2 + 5H 2
S kiselinom	Povezan s vodom, zamijenjen nemetalima	2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
S livada	Pretvara fosfin	4P + 3KOH + 3H 2 O → PH 3 + 3KH 2 PO 2

Fosfor ne stupa u interakciju sa slobodnom vodom.

Značaj

U prirodi se fosfor javlja u obliku soli i minerala. Zokrema, uđi u skladište Apatita.

U organizmima životinja i ljudi fosfor ima strukturnu funkciju. Yogo osveta:

• bjelančevine;
• fosfolipidi;
• kistkova, nervova, mesno tkivo.

Fosfor ima ulogu u svakodnevnoj staničnoj membrani, u metabolizmu i u mehanizmu skraćivanja mišića. Zajedno s kalcijem, kalcijev fosfat Ca 3 (PO 4) 2 daje vitalnost kosturu.

Fosfor zauzima svoje mjesto u cirkulaciji rijeka. Glavni izvor fosfora bio je rast biljaka koje ga podržavaju iz tla. U tlu se fosfor gubi truljenjem. Posebne bakterije pretvaraju organske tvari u fosfor, a anorganske tvari u fosfate, koje biljke apsorbiraju.

Mali 3. Kruženje fosfora.

Što smo saznali?

Fosfor je jedan od najvažnijih elemenata anorganske kemije koji se nalazi u skladištu živih organizama. Elektronička konfiguracija - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Ima promjenjivu valenciju – III i V. Čvrsti je nemetal koji stvara tri alotropna oblika – bijeli, crveni i crni fosfor. Oblici se razlikuju prema fizičkim i kemijskim silama. Najaktivniji je bijeli fosfor koji oksidira na zraku. Element reagira s kiselinama, metalima, nemetalima, halogenima, kiselinama, vodom i livadama. Fosfor ne reagira s vodom.

Test na temu

Povidna procjena

Prosječna ocjena: 4.6. Usyogo otrimano ocjene: 283.

Fosfor je kemijski element s atomskim brojem 15. Otopljen je u skupini V periodnog sustava D.I. Mendeljev. Kemijska formula za fosfor R.

Fosfor je dobio ime od grčke riječi phosphoros, što znači “nosi svjetlo”.

Fosfor dospijeva širenjem zemljine kore. Ova količina iznosi 0,08-0,09% ukupne mase zemljine kore. Fosfora u morskoj vodi je 0,07 mg/l.

Fosfor ima visoku kemijsku aktivnost, ali u divljini nije. Ale vino sadrži najmanje 190 minerala. Fosfor se naziva elementom života. Može se naći u zelenim biljkama, tekstilu za kuhanje, proteinima i drugim važnim kemijskim tvarima.

Modifikacije fosfora

Jasno je da se određeni kemijski elementi mogu pojaviti u dvije ili više jednostavnih riječi koje se razlikuju po svojoj svakodnevnoj moći. To se zove alotropija. Dakle, fosfor sadrži niz alotropnih modifikacija. Sve ove izmjene su zbog njihovih autoriteta. Najzastupljeniji su bijeli fosfor, žuti fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.

Bijeli fosfor - To je samo shema bijele boje. Yogo molekularna formula P4. Bijeli fosfor izgleda kao parafin. Uz malo napora se deformira i lako se reže nožem. Tamna balega ima blijedozeleni sjaj koji izgleda kao fosfor. Ova pojava se naziva kemiluminiscencija.

Bijeli fosfor je kemijski aktivna tvar. Vino se lako oksidira kiselinom i lako se otapa u organskim otopinama. Stoga se čuva u posebnim inertnim medijima kako ne bi došlo do kemijskih reakcija. Bijeli fosfor se tali na temperaturi od +44,1 °C. Bijeli fosfor je vrlo rasipna tvar.

Žutij fosfor – zbog nečistoća, bijelog fosfora ili bijelog fosfora iz kuća. Temperatura topljenja +34 °C, vrelište +280 °C. Kao i bijeli, žuti fosfor se ne otapa u vodi. Na vjetru oksidira i lako gori. Također imate snažnu prisutnost kemiluminiscencije.

Crveni fosfor izaći kada se bijeli fosfor zagrije na visoke temperature. Formula za crveni fosfor Pn. Ovo je polimer sklopive strukture. Nakon pažljive analize, boja crvenog fosfora može se promijeniti od svijetlocrvene do tamnosmeđe. Kemijski je crveni fosfor znatno manje aktivan i manje bijeli. Otapa se samo u rastaljenom olovu i bizmutu. Ne gori na vjetru. To se može dogoditi kada se zagrije na 240-250°C uz sublimaciju fosfora u bijeli oblik. Ale vin može sam zauzeti kada se udari ili trlja. Nema dokaza o kemiluminiscenciji u crvenom fosforu. Ne raspada se vodom, benzolom ili sumpornim ugljikom. Tribromid je lišen fosfora. Kada se čuva na zraku, postupno oksidira. Stoga ga čuvajte u zatvorenoj, hermetički zatvorenoj posudi.

Crveni fosfor se može ukloniti. Zbog toga će proizvodnja kiselog bobica stagnirati.

Crni fosfor poziv sličan grafitu. Prvo je crni fosfor odbačen 1914. iz bijelog fosfora pri tlaku od 20 tisuća atmosfera (2 · 10 9 Pa) i temperaturi od 200 ° C. Crni fosfor se topi pri temperaturi od 1000 ° C i tlaku od 18 · 10 5 Pa. Crni fosfor se ne razgrađuje ni u unesenim ni u organskim spojevima. Vino počinje gorjeti tek kada se peče na temperaturi od +400 ° C u čistoj kiselosti. Crni fosfor ima snagu materijala vodiča.

Kemijska snaga elementarnog fosfora

1. Elementarni fosfor se oksidira kiselinom

U sredini s previše kiselosti

4P + 5O 2 → 2P 2 Pro 5

U slučaju lošeg vremena, prokisnem

4P + 3O 2 → 2P 2 O 3

2. Interakcija s metalima, kada se zagrijava, stvara fosfide

3Mg + 2P → Mg 3 P 2

3. Međudjelovanje s nemetalima

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5

4. Na temperaturi od +500 o C dolazi u interakciju s vodenom parom

8R +12N 2 O → 5RN 3 + 3N 3 RO 4

Stagnacija fosfora

Golovnyy potrošnja fosfora - ruralni dominion. Za proizvodnju fosfornih materijala koristi se velika količina svih minerala koji sadrže fosfor: fosforit bor, jednostavni i napredni superfosfati, složeni dušik-fosforni materijali. Fosfor se široko koristi u proizvodnji sintetičkih vlakana, fosfatnih stakala, za preradu i pripremu prirodnih i sintetičkih vlakana. U medicini se preparati fosfora koriste kao lijekovi.

Unesi

Fosfor (lat. Phosphorus) P je kemijski element V skupine Mendeljevljevog periodnog sustava, atomski broj 15, atomska težina 30,973762 (4). Pogledajmo atom fosfora. Na trenutnoj energetskoj razini atoma fosfora nalazi se pet elektrona. Grafički to izgleda ovako:

1s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 3 3d 0

1699 rub. Hamburški alkemičar X. Brand je u potrazi za "kamenom mudraca" uspio pretvoriti osnovne metale u zlato, a kada je presjek bio naparen vugilama i pijeskom, vidjela se bijela, voštana smola, koja je svijetlila.

Ime "fosfor" podsjeća na orah. "phos" - svjetlo i "phoros" - nema. Rusija je skovala pojam "fosfor" 1746. rubalja. M.V. Lomonosov.

Fosfor se opskrbljuje oksidima, kiselinama i solima (fosfati, dihidrofosfati, hidrofosfati, fosfidi, fosfiti) do svojih osnovnih svojstava.

Ima toliko riječi da se osveti fosforu, da se osveti dobrim ljudima. Takva se dobrota zove fosfor.

Fosfor kao element i kao jednostavna tvar

Fosfor u prirodi

Nanesite fosfor na najšire elemente. Sadržaj ugljika u zemljinoj kori je blizu 0,08%. Kao rezultat lake oksidacije, fosfor je u prirodi manje bistar. Glavni minerali fosfora su fosforit i apatit, a preostali najveći dodaci su fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2. Fosforiti su rasprostranjeni na Uralu, Povolžju, Sibiru, Kazahstanu, Estoniji i Bjelorusiji. Najveća nalazišta apatita nalaze se na poluotoku Kola.

Fosfor je bitan element živih organizama. Prisutan je u kostima, mesu, moždanom tkivu i živcima. Fosfor stvara molekule ATP - adenozin trifosforne kiseline (ATP - skladištenje energije). Tijelo odrasle osobe sadrži oko 4,5 kg fosfora, od čega je najvažniji kalcij.

Fosfora ima i u šumama.

Prirodni fosfor sastoji se samo od jednog stabilnog izotopa 31 R. Danas postoji šest radioaktivnih izotopa fosfora.

Fizička snaga

Fosfor ima brojne alotropske modifikacije - bijeli, crveni, crni, smeđi, ljubičasti fosfor itd. Prva tri imena su najpopularnija.

Bijeli fosfor- bez šipki, sa žućkastom nijansom, kristalni tok koji svijetli u mraku. Yogo gustin 1,83 g/cm3. Ne raspada se u blizini vode, dobro se razgrađuje u blizini srebrnog ugljena. Postoji karakterističan miris satnog mehanizma. Temperatura taljenja 44°C, temperatura taljenja 40°C. Kako bi se bijeli fosfor zaštitio od oksidacije, čuva se pod vodom u mraku (na svjetlu se pretvara u crveni fosfor). Na hladnom je bijeli fosfor hrskav, na temperaturama iznad 15°C postaje mekan i može se rezati nožem.

Molekule bijelog fosfora tvore kristalnu rešetku u čijim čvorovima se nalaze molekule P4 koje tvore tetraedar.

Atom fosfora veže tri atoma vezama s ostala tri atoma.

Bijeli fosfor je neutralan i daje tvari važne za fermentaciju.

Crveni fosfor- To je praškasta tvar tamnocrvene boje, bez mirisa, ne raspada se i ne svijetli u vodi. Temperatura 260 °C, debljina 2,3 g/cm 3 . Crveni fosfor sadrži nekoliko alotropnih modifikacija koje variraju u boji (od crvene do ljubičaste). Moć crvenog fosfora leži u glavama njegovog oca. Chi nije cool.

Crni fosfor izgleda kao grafit, debeo kao pilula, a nosi autoritet vlasti. Debljina 2,7 g/cm3.

Crveni i crni fosfor talože atomske kristalne okside.

Kemijska moć

Fosfor je nemetal. U poluvodičima je stupanj oksidacije +5, ponekad +3 i -3 (samo za fosfide).

Reakcije s bijelim fosforom lakše su nego s crvičastim fosforom.

I. Interakcije s jednostavnim govorima.

1. Interakcije s halogenima:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (fosfor (III) klorid),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (fosfor (V) klorid).

2. Interakcije s nematalima:

2P + 3S = P 2 S 3 (fosfor (III) sulfid.

3. Interakcije s metalima:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (kalcijev fosfid).

4. Interakcija s kiselim:

4P + 5O2 = 2P2O5 (fosfor (V) oksid, fosforni anhidrid).

II. Interakcija s sklopivim govorima.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO^.

Otrimannya

Fosfor se uklanja iz raznih fosforita i apatita, ostatak se miješa s karamelom i pijeskom i prži u pećnicama na 1500°C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.

Fosfor se pojavljuje u obliku pare koja se kondenzira u vodi, pri čemu nastaje bijeli fosfor.

Kada se zagrije na 250-300 ° C bez pristupa zraku, bijeli fosfor se pretvara u crveni fosfor.

Crni fosfor izlazi kada se bijeli fosfor zagrijava na visokim temperaturama pod pritiskom (200 °C i 1200 MPa).

Zastosuvannya

Crveni fosfor stagnira za pripremu sirnika (čudesni mališani). Potrebno je ući u skladište smjese i nanijeti je na površinu kutije za medenjake. Glavni sastojak glave licitara je Bertoletova sol KClO 3 . Trljanjem glava sirnice i mazanjem kutije fosforom, čestice zagore na površini. Kao rezultat reakcije oksidacije fosfora javlja se toplina koja dovodi do dispozicije Bertoletove soli.

Kisen, koji je izliječen, apsorbira gorenje glave sirnice.

Fosfor se koristi u metalurgiji. Koristi se za skidanje vodiča i unošenje u skladište određenih metalnih materijala, na primjer, kositrene bronce.

Fosfor se također proizvodi proizvodnjom fosforne kiseline i organskih kemikalija (diklorvos, klorofos itd.).

Bijeli fosfor se vikorizira kako bi se stvorile dimne zavjese; fragmenti se stvaraju tijekom procesa izgaranja kako bi se stvorio bijeli dim.

Fosfor (P) je element VA skupine, u koju još spadaju dušik, surma, amyak, bizmut. Ime, koje je slično grčkim riječima, u prijevodu znači “nosi svjetlo”.

U prirodi je fosfor rjeđi izgledom. Glavni minerali koji uklanjaju fosfor su: apatit - klorapatit 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 ili fluorapatit 3Ca3(PO4)2*Ca(F)2 i fosforit 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Sadržaj zemljine kore je približno 0,12 mas.%.

Fosfor je važan element. Njegovu je biološku ulogu teško precijeniti, čak i ako je važno pohraniti tako važne tvari kao što su proteini i adenozin trifosfat (ATP), koji su prisutni u tkivima životinja (na primjer, spojevi fosfora odgovorni su za skraćivanje mesnog tkiva, i kalcijev fosfat, stane u četke, osigurat će vrijednost kostura), također u tkivima biljaka.

Povijest otkrića

Otkriće fosfora u kemiji počelo je u drugoj polovici 17. stoljeća. Čudesni nos svjetlosti (lat. phosphorus mirabilis), kako je govor nazvan, proizašao je iz ljudskog tijela čijim je vrenjem iz rijetke supstance izdvojen govor poput voska koji je svijetlio u mraku.

Zagal karakteristika elementa

Vanjska elektronička konfiguracija valentne razine atoma elemenata VA skupine ns 2 np 3. Vjerojatno je da na najvišu razinu elementi ove skupine ulaze u stupnjevima oksidacije +3 ili +5 (glavni, posebno otporni stupanj oksidacije fosfora), protofosfor se može koristiti u drugim stupnjevima oksidacije, na primjer, negativni -3 ili +1.

Elektronska konfiguracija atoma fosfora je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Atomski polumjer 0,130 nm, elektronegativnost 2,1, atomska (molarna) masa 31.

Fizička snaga

Fosfor u obliku jednostavnog govora pojavljuje se u obliku alotropnih modifikacija. Najčešće alotropne modifikacije fosfora su bijeli, crni i crveni fosfor.

• Bily (formula se može napisati kao P4)

Molekularne kristalne čestice sastoje se od tetraedarskih molekula. Kemijska veza u molekulama bijelog fosfora je kovalentna i nepolarna.

Glavni autoriteti ovog iznimno aktivnog govora:

Bijeli P je najjači smrtonosni napad.

• Zhovtiy

Zovemo ga bijeli fosfor. Ovo je rasipnički govor.

• Chervoniy (Pn)

Rechovina, koja sadrži veliki broj atoma P, koji su vezani u naboranu strukturu, je takozvani anorganski polimer.

Snaga crvenog fosfora oštro se razlikuje od snage bijelog P: on nema moć kemiluminiscencije, koja se može uništiti samo u takvim rastaljenim metalima.

Na otvorenom, do temperature 240-250°C, ne zahvatati, ali dok se ne zauzme sam od sebe pri trljanju ili udarcu. U vodi, benzenu, sumpornom ugljiku i drugim tvarima ova se tvar ne otapa, nego se otapa u fosfornom tribromidu i na zraku oksidira. Chi nije cool. U prisutnosti vode površina postupno oksidira, otapajući oksid.

Također, kao i bijeli, procedite kada se zagrije na 200°C i vrlo visok pritisak na crni P.

• Čorni (Pn)

Rechovina je također anorganski polimer koji ima sferne atomske kristalne čestice i najstabilniju modifikaciju.

Crna P - smola izgleda poput grafita. Potpuno nezamjenjiv u vodi i organskim izvorima. Možete ga spaliti prženjem na 400°C u čistoj kiseloj atmosferi. Crni P izvodi električni udar.

Tablica fizičkih snaga

Kemijska moć

Fosfor, kao tipičan nemetal, reagira s kiselinama, halogenima, sumporom, metalima i oksidira se dušičnom kiselinom. Reakcije se mogu očitovati kao oksidacijske i oksidacijske.

• planina

Reakcije s bijelom kiselinom P dovode do stvaranja oksida P2O3 (fosforov oksid 3) i P2O5 (fosforov oksid 5), a prvi nastaje zbog neispravne kiselosti, a drugi - ako postoji višak:

4P + 3O2 = 2P2O3

4P + 5O2 = 2P2O5

• interakcije s metalima

Reakcije s metalima dovode do stvaranja fosfida, u kojima je P prisutan u oksidacijskom stupnju -3, u kojem slučaju djeluje kao oksidacijsko sredstvo.

s magnezijem: 3Mg + 2P = Mg3P2

s natrijem: 3Na + P = Na3P

s kalcijem: 3Ca + 2P = Ca3P2

s cinkom: 3Zn + 2P = Zn3P2

• interakcije s nemetalima

P stupa u interakciju s elektronegativnim nemetalima kao izvorom, dajući elektrone i prelazeći u pozitivne oksidacijske stupnjeve.

U interakciji s klorom nastaju kloridi:

2R + 3Cl2 = 2PCl3 - u slučaju manjka Cl2

2P + 5Cl2 = 2PCl5 - s viškom Cl2

Proteus s jodom je učinkovitiji od jednog jodida:

2P + 3I2 = 2PI3

S drugim halogenima moguće je stvoriti 3- i 5-valentne spojeve pomoću reaktanata. Pri reakciji s kiselinom ili fluorom također se stvaraju dvije serije sulfida i fluorida:

• interakcije s kiselinama

3P + 5HNO3 (razdvojeno) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3 (konc.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4 (konc.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

P ne stupa u interakciju s drugim kiselinama.

• interakcije s hidroksidima

Bijeli fosfor reagira kada se grije vodenim livadama:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

Kao rezultat interakcije nastaje hlapljiva vodena tvar - fosfin (PH3), u kojem je stupanj oksidacije fosfora = -3 i soli fosforne kiseline (H3PO2) - hipofosfit, u kojem je P u nekarakterističnom stupnju oksidacije + 1.

Dodavanje fosfora

Pogledajmo snagu i fosfor:

Način uklanjanja

Industrija koristi prirodne ortofosfate na temperaturi od 800-1000 °C bez pristupa osušenom koksu i pijesku:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Para koja izlazi kondenzira kada se ohladi u bijelom R.

U laboratoriju za uklanjanje P Posebne čistoće, vikorat fosfin i fosfor tirklorid:

2RN3 + 2RCl3 = P4 + 6HCl

Regije stagnacije

P se uglavnom koristi za ortofosfornu kiselinu, koja se koristi u organskoj sintezi, u medicini, kao i za uklanjanje raznih tvari, iz kojih se uklanjaju soli.

h2po3 - nema te polovice

Budova i moć atoma. Nakon dušika, predstavnik glavne podskupine V. skupine periodnog sustava D. I. Mendeljev - nemetalni element za fosfor R. Atomi fosfora poredani s atomima dušika imaju veći radijus, manju elektronegativnost, a time i veću izraženost snage.

Povezano s oksidacijskim korakom -3, atomi fosfora su koncentrirani niže u dušiku (samo u fosfidima - polufosfor s metalima, na primjer, Ca 3 P 2, Na 3 P). Najčešće, fosfor pokazuje razinu oksidacije od +5 u polu-uspješnosti. A u vezi s vodom - fosfini PH 3 - kovalentna veza između atoma raznih elemenata je niskopolarna preko onih koji imaju istu elektronegativnost prema fosforu i vodi.

Fosfor je jednostavna tvar. Kemijski element fosforira niz alotropskih modifikacija. Već znate dvije jednostavne riječi: bijeli fosfor i crveni fosfor.

Bijeli fosfor (slika 137 a) tvori molekularnu kristalnu rešetku koja se sastoji od molekula P4. Ne lomi se u blizini vode, ali se dobro lomi u blizini sumpornog ugljena. Na otvorenom bijeli fosfor lako oksidira, a praškasti materijal ima tendenciju da se zapali.

Mali 137.
Alotropske modifikacije fosfora: a – bijeli fosfor; b - crveni fosfor

Bijeli fosfor je vrlo jak. Njegova posebna snaga je sposobnost da svijetli u mraku kao rezultat njegove oksidacije. Držite ga pod vodom.

Crveni fosfor (slika 137, b) je tamno grimizni prah. Vino se ne razlikuje ni od vode ni od ugljikovodika. Na zraku potpuno oksidira i samozahvaća se. Neumoljiv i ne svijetli u mraku.

Kad se crveni fosfor zagrijava u epruveti (slika 138), zatvorenoj vatom, prelazi u bijeli fosfor. Čim smočite tampon, bijeli fosfor će se taložiti na vašem novom krevetu i na otvorenom. Ovo je dovoljno da vas informiramo o požarnoj sigurnosti bijelog fosfora.

Mali 138.
Dokazi koji ilustriraju prijelaz crvenog fosfora u bijeli

Kemijska svojstva crvenog i bijelog fosfora su bliska, a bijeli fosfor je kemijski aktivniji. Dakle, uvredljiv smrad, budući da je posljedica nemetala, stupa u interakciju s metalima, stvarajući fosfide:

Bijeli fosfor gori na vjetru, a crveni kad se zagrije. U oba oblika stvara se fosfor (V) oksid koji se pojavljuje u obliku gustog bijelog dima:

4P + 5O2 = 2P2O5.

Laboratorijska potvrda br.34
Peć fosfora u zraku i kiselosti

Fosfor ne reagira izravno s vodom, pa se fosfin PH 3 može izolirati samo neizravno, na primjer, s fosfidima:

Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH3.

Fosfin je jak plin neugodnog mirisa. Lako pada na vjetru. Ova moć fosfina objašnjava pojavu močvarnih fugitivnih požara.

Dodavanje fosfora. Kada fosfor gori, kao što znate, stvara se fosforov oksid (V) P 2 O 5 - bijeli higroskopni prah. Ovo je tipičan kiseli oksid, koji ima svu snagu kiselih oksida (pogodite kojih).

Fosfor (V) oksid predstavljen je fosfornom kiselinom H3PO4. Vaughn je kristalni potok koji je dobar za vodu u bilo kojoj vrsti odnosa.

Kao triprotonska kiselina, H 3 PO 4 otapa tri reda soli:

• srednje soli, ili fosfati (na primjer, Ca 3 (PO 4) 2), koji su netopljivi u vodi, i fosfati kalijevih metala;
• kisele soli - dihidrogenfosfati (na primjer, Ca(H 2 PO 4) 2), od kojih je većina dobro otopljena u vodi;
• kisele soli - hidrofosfati (na primjer, CaHPO 4), koji imaju malu vrijednost u vodi (uključujući fosfate natrija, kalija i amonija), tako da zauzimaju međupoložaj između fosfata i dihidrogenfosfata po važnosti.

Reagens na običnim fosfatima i nitratima koristi se za uništavanje strugača, koji u interakciji s njim stvara talog Ag3P04 (Sl. 139):

Mali 139.
Precizna reakcija na fosfatni ion

Zamjenom AgBr i AgI, ovaj se talog otapa kada se doda kiselina (čemu?).

Laboratorijska potvrda br.35
Identifikacija fosfata

U prirodi fosfor ne izgleda tako oštar kao što izgleda. Najvažniji prirodni izvori fosfora su minerali fosforit i apatit. Njihova glavna masa je kalcijev fosfat Ca 3 (PO 4) 2, iz kojeg se fosfor uklanja iz industrije.

Biološki značaj fosfora. Fosfor je skladišna komponenta tkiva ljudskih organizama, bića i biljaka. U ljudskom tijelu većina fosfora povezana je s kalcijem. Za izgradnju kostura dijete treba puno fosfora i kalcija. Četkice za kremu, fosfor se nalaze u živčanom tkivu, krvi i mlijeku. U roslinima fosfor ulazi u prostor za skladištenje proteina.

Fosfor koji ulazi u ljudsko tijelo od ježa, uglavnom iz jaja, mesa, mlijeka i kruha, je ATP - adenozin trifosforna kiselina, koja je glavni izvor energije za unutarnje stanične procese, kao i jezgre i kiseline - DNA i RNA koje djeluju prijenos recesijskih ovlasti na tijelo. ATP se najintenzivnije troši u tjelesnim organima koji aktivno rade: jetra, meso, mozak. Nije ni čudo što je poznati mineralog, jedan od utemeljitelja znanosti o geokemiji, akademik A. E. Fersman je fosfor nazvao "elementom života i misli".

Kao što je navedeno, fosfor se prirodno pojavljuje u obliku vode koja se nalazi u tlu (ili u prirodnim vodama). Fosfor raste u tlu kroz korov, a stvorenja ga uklanjaju iz korova. Nakon izumiranja biljaka i bića, fosfor ponovno prelazi u tlo. Tako kruži fosfor u prirodi (si. 140).

Mali 140.
Kruženje fosfora u prirodi

Zastosuvannya fosfor ta yogo spoluk. Crveni fosfor se koristi za proizvodnju sumpora, fosforne kiseline i jaka, za proizvodnju fosfornih gnojiva i dodataka stočnoj hrani. Osim toga, fosfor se koristi za uklanjanje otrovnih kemikalija (mislite na limenke diklorvosa, klorofosa, itd.) (Sl. 141).

Mali 141.
Fosfor i yogo spoluki vikorystvuyut za virobnitstva:
1 - sirnikiv; 2 – fosforna kiselina; 3 – fosfor dobriv; 4 – dodaci hrani za životinje; 5 - organske kemikalije

Prepuštanje fosforu. Fosfor je otkrio njemački alkemičar G. Brand 1669. godine, a ime mu je uzeo zbog sposobnosti da svijetli u mraku (u grčkom području fosfor - svjetlonosni).

Nove riječi i razumijevanje

1. Alotropija prema fosforu: bijeli, crveni fosfor.
2. Snaga fosfora: stvaranje fosfida, fosfina, fosfor (V) oksida.
3. Fosforna kiselina i tri niza soli: fosfat, hidrofosfat i dihidrofosfat.
4. Biološki značaj fosfora (kalcijev fosfat, ATP, DNA i RNA).
5. Zastosuvannya fosfor ta yogo spoluk.

Pogon za samostalan rad