Fosfor i jego związki. Zastosowania fosforu

Wśród pierwiastków biogennych szczególne miejsce należy poświęcić fosforowi. Przecież bez niego nie da się istnieć tak ważnych związków jak na przykład ATP czy fosfolipidy, a także wielu innych.Jednocześnie substancje nieorganiczne tego pierwiastka są bardzo bogate w różne cząsteczki. Fosfor i jego związki są szeroko stosowane w przemyśle, są ważnymi uczestnikami procesów biologicznych i są wykorzystywane w szerokiej gamie działalności człowieka. Zastanówmy się zatem, czym jest ten pierwiastek, jaka jest jego prosta substancja i najważniejsze związki.

Fosfor: ogólna charakterystyka pierwiastka

Położenie w układzie okresowym można opisać w kilku punktach.

1. Grupa piąta, główna podgrupa.
2. Trzeci mały okres.
3. Numer seryjny - 15.
4. Masa atomowa - 30,974.
5. Konfiguracja elektronowa atomu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Możliwe stopnie utlenienia wynoszą od -3 do +5.
7. Symbol chemiczny - P, wymowa we wzorach „pe”. Nazwa pierwiastka to fosfor. Nazwa łacińska Fosfor.

Historia odkrycia tego atomu sięga odległego XII wieku. Nawet w zapisach alchemików znajdowały się informacje mówiące o produkcji nieznanej „świetlistej” substancji. Jednak oficjalną datą syntezy i odkrycia fosforu był rok 1669. Zbankrutowany kupiec Brand w poszukiwaniu kamienia filozoficznego przypadkowo zsyntetyzował substancję zdolną do emitowania blasku i spalania jasnym, oślepiającym płomieniem. Dokonał tego poprzez wielokrotną kalcynację ludzkiego moczu.

Następnie element ten uzyskano niezależnie od siebie, stosując w przybliżeniu te same metody:

• I.Kunkel;
• R. Boylema;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisiera.

Obecnie jedną z najpopularniejszych metod syntezy tej substancji jest redukcja z odpowiednich minerałów zawierających fosfor w wysokich temperaturach pod wpływem tlenku węgla i krzemionki. Proces odbywa się w specjalnych piecach. Fosfor i jego związki są substancjami bardzo ważnymi zarówno dla istot żywych, jak i dla wielu syntez w przemyśle chemicznym. Warto zatem zastanowić się, czym jest ten pierwiastek jako substancja prosta i gdzie występuje w przyrodzie.

Prosta substancja fosfor

Jeśli chodzi o fosfor, trudno wskazać konkretny związek. Wyjaśnia to liczne modyfikacje alotropowe tego pierwiastka. Istnieją cztery główne typy prostej substancji fosforu.

1. Biały. Jest to związek o wzorze P4. Jest to biała, lotna substancja o ostrym, nieprzyjemnym zapachu czosnku. Zapala się samoistnie w powietrzu w normalnej temperaturze. Płonie jasnozielonym światłem. Bardzo trujący i zagrażający życiu. Aktywność chemiczna jest niezwykle wysoka, dlatego jest pozyskiwany i przechowywany pod warstwą oczyszczonej wody. Jest to możliwe dzięki słabej rozpuszczalności w rozpuszczalnikach polarnych. Do tego celu najlepiej nadają się dwusiarczek węgla i substancje organiczne. Po podgrzaniu może przekształcić się w kolejną formę alotropową - czerwony fosfor. Kiedy para skrapla się i ochładza, może tworzyć warstwy. W dotyku są tłuste, miękkie, łatwe do krojenia nożem, białe (lekko żółtawe). Temperatura topnienia 44 0 C. Ze względu na swoje działanie chemiczne stosowany jest w syntezach. Jednak ze względu na swoją toksyczność nie jest powszechnie stosowany w przemyśle.
2. Żółty. Jest to słabo oczyszczona forma fosforu białego. Jest jeszcze bardziej trujący i ma nieprzyjemny zapach czosnku. Zapala się i płonie jasnym, zielonym płomieniem. Te żółte lub brązowe kryształy w ogóle nie rozpuszczają się w wodzie, a po całkowitym utlenieniu wydzielają chmury białego dymu o składzie P4O10.
3. Fosfor czerwony i jego związki są najpowszechniejszą i najczęściej stosowaną modyfikacją tej substancji w przemyśle. Papkowata czerwona masa, która pod podwyższonym ciśnieniem może przybrać postać fioletowych kryształów, jest chemicznie nieaktywna. Jest to polimer, który może rozpuszczać się tylko w niektórych metalach i niczym więcej. W temperaturze 250 0 C sublimuje, przechodząc w białą modyfikację. Nie tak trujące jak poprzednie formy. Jednak przy długotrwałym narażeniu na organizm jest toksyczny. Służy do nakładania powłoki zapłonowej na pudełka zapałek. Wyjaśnia to fakt, że nie może zapalić się samoistnie, ale podczas denotacji i tarcia eksploduje (zapala się).
4. Czarny. Z wyglądu bardzo przypomina grafit i jest też tłusty w dotyku. Jest półprzewodnikiem prądu elektrycznego. Ciemne kryształy, błyszczące, które w ogóle nie są w stanie rozpuścić się w żadnym rozpuszczalniku. Aby doszło do zapłonu, potrzebne są bardzo wysokie temperatury i wstępne podgrzanie.

Interesująca jest także niedawno odkryta forma fosforu – metaliczna. Jest przewodnikiem i ma sześcienną sieć krystaliczną.

Właściwości chemiczne

Właściwości chemiczne fosforu zależą od postaci, w jakiej występuje. Jak wspomniano powyżej, najbardziej aktywne są modyfikacje żółte i białe. Ogólnie fosfor może oddziaływać z:

• metale tworzące fosforki i działające jako środek utleniający;
• niemetale, pełniące funkcję reduktora i tworzące różnego rodzaju związki lotne i nielotne;
• silne utleniacze, zamieniające się w kwas fosforowy;
• ze stężonymi zasadami żrącymi w zależności od rodzaju dysproporcjonowania;
• z wodą o bardzo wysokich temperaturach;
• z tlenem, tworząc różne tlenki.

Właściwości chemiczne fosforu są podobne do właściwości azotu. w końcu jest częścią grupy pnictogen. Jednak aktywność jest o kilka rzędów wielkości wyższa, ze względu na różnorodność modyfikacji alotropowych.

Będąc w naturze

Jako składnik odżywczy fosfor jest bardzo obfity. Jego procent w skorupie ziemskiej wynosi 0,09%. To dość duża liczba. Gdzie ten atom występuje w przyrodzie? Jest kilka głównych miejsc:

• zielona część roślin, ich nasiona i owoce;
• tkanki zwierzęce (mięśnie, kości, szkliwo zębów, wiele ważnych związków organicznych);
• Skorupa Ziemska;
• gleba;
• skały i minerały;
• woda morska.

W tym przypadku możemy mówić tylko o formach związanych, ale nie o prostej substancji. W końcu jest niezwykle aktywny, a to nie pozwala mu być wolnym. Do minerałów najbogatszych w fosfor należą:

• Język angielski;
• fluoropaptit;
• swanbergit;
• fosforyt i inne.

Biologiczne znaczenie tego pierwiastka jest nie do przecenienia. W końcu jest częścią takich związków jak:

• białka;
• fosfolipidy;
• fosfoproteiny;
• enzymy.

Czyli wszystkie te, które są niezbędne i z których zbudowany jest cały organizm. Dzienne zapotrzebowanie przeciętnego dorosłego człowieka wynosi około 2 gramy.

Fosfor i jego związki

Jako pierwiastek bardzo aktywny, pierwiastek ten tworzy wiele różnych substancji. Przecież tworzy fosforki i sam działa jako środek redukujący. Dzięki temu trudno wskazać pierwiastek, który w reakcji z nim byłby obojętny. Dlatego formuły związków fosforu są niezwykle różnorodne. Można wymienić kilka klas substancji, w tworzeniu których bierze czynny udział.

1. Związki binarne - tlenki, fosforki, lotne związki wodoru, siarczki, azotki i inne. Na przykład: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 i inne.
2. Substancje złożone: sole wszystkich typów (średnie, kwaśne, zasadowe, podwójne, złożone), kwasy. Przykład: 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 i inne.
3. Związki organiczne zawierające tlen: białka, fosfolipidy, ATP, DNA, RNA i inne.

Większość wskazanych typów substancji ma istotne znaczenie przemysłowe i biologiczne. Zastosowanie fosforu i jego związków jest możliwe zarówno do celów medycznych, jak i do produkcji całkiem zwyczajnych artykułów gospodarstwa domowego.

Połączenia z metalami

Binarne związki fosforu z metalami i mniej elektroujemnymi niemetalami nazywane są fosforkami. Są to substancje podobne do soli, które są wyjątkowo niestabilne pod wpływem różnych czynników. Nawet zwykła woda powoduje szybki rozkład (hydrolizę).

Ponadto pod wpływem niezagęszczonych kwasów substancja również rozkłada się na odpowiednie produkty. Na przykład, jeśli mówimy o hydrolizie fosforku wapnia, produktami będą wodorotlenek metalu i fosfina:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

A poddając fosforek rozkładowi pod działaniem kwasu mineralnego, otrzymujemy odpowiednią sól i fosfinę:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Ogólnie rzecz biorąc, wartość rozważanych związków polega właśnie na tym, że w wyniku tego powstaje związek wodoru z fosforem, którego właściwości zostaną omówione poniżej.

Substancje lotne na bazie fosforu

Istnieją dwa główne:

• biały fosfor;
• fosfina

Wspomnieliśmy już o pierwszym powyżej i podaliśmy cechy. Powiedzieli, że był to biały, gęsty dym, silnie trujący, nieprzyjemny zapach i samozapalny w normalnych warunkach.

Ale czym jest fosfina? Jest to najpowszechniejsza i najbardziej znana substancja lotna, w skład której wchodzi omawiany pierwiastek. Jest binarny, a drugim uczestnikiem jest wodór. Wzór związku wodorowego fosforu to PH 3, nazwa to fosfina.

Właściwości tej substancji można opisać następująco.

1. Lotny, bezbarwny gaz.
2. Bardzo trujący.
3. Ma zapach zgniłej ryby.
4. Nie wchodzi w interakcję z wodą i bardzo słabo się w niej rozpuszcza. Dobrze rozpuszczalny w materii organicznej.
5. W normalnych warunkach jest bardzo aktywny chemicznie.
6. Zapala się samoczynnie w powietrzu.
7. Powstaje podczas rozkładu fosforków metali.

Inna nazwa to fosfan. Związane są z nim historie z czasów starożytnych. Całość jest czymś, co ludzie czasami widzieli i widzą teraz na cmentarzach i bagnach. Pojawiające się tu i ówdzie światła w kształcie kuli lub świecy, sprawiające wrażenie ruchu, były uważane za zły znak i bardzo się ich obawiali przesądni ludzie. Za przyczynę tego zjawiska, według współczesnych poglądów niektórych naukowców, można uznać samozapłon fosfiny, która powstaje naturalnie podczas rozkładu pozostałości organicznych, zarówno roślinnych, jak i zwierzęcych. Gaz wydobywa się i wchodząc w kontakt z tlenem z powietrza zapala się. Kolor i rozmiar płomienia mogą się różnić. Najczęściej są to zielonkawe jasne światła.

Oczywiście wszystkie lotne związki fosforu są substancjami toksycznymi, które można łatwo wykryć po ich ostrym, nieprzyjemnym zapachu. Znak ten pomaga uniknąć zatrucia i nieprzyjemnych konsekwencji.

Związki z niemetalami

Jeśli fosfor zachowuje się jak środek redukujący, wówczas powinniśmy mówić o związkach binarnych z niemetalami. Najczęściej okazują się bardziej elektroujemne. Możemy więc wyróżnić kilka rodzajów substancji tego rodzaju:

• związek fosforu i siarki - siarczek fosforu P 2 S 3;
• chlorek fosforu III, V;
• tlenki i bezwodniki;
• bromek i jodek i inne.

Skład chemiczny fosforu i jego związków jest zróżnicowany, dlatego trudno jest wskazać najważniejsze z nich. Jeśli mówimy konkretnie o substancjach powstałych z fosforu i niemetali, wówczas największe znaczenie mają tlenki i chlorki o różnych składach. Stosuje się je w syntezach chemicznych jako środki usuwające wodę, jako katalizatory i tak dalej.

Tak więc jeden z najsilniejszych środków suszących jest najwyższy - P 2 O 5. Przyciąga wodę tak mocno, że przy bezpośrednim kontakcie z nią następuje gwałtowna reakcja z silnym hałasem. Sama substancja jest białą masą przypominającą śnieg, jej stan skupienia jest bliższy amorfii.

Wiadomo, że chemia organiczna znacznie przewyższa chemię nieorganiczną pod względem liczby związków. Wyjaśnia to zjawisko izomerii i zdolność atomów węgla do tworzenia łańcuchów atomów o różnych strukturach, zamykających się między sobą. Naturalnie istnieje pewien porządek, czyli klasyfikacja, której podlega cała chemia organiczna. Klasy związków są różne, nas jednak interesuje jedna konkretna, bezpośrednio związana z danym pierwiastkiem. To z fosforem. Obejmują one:

• koenzymy – NADP, ATP, FMN, fosforan pirydoksalu i inne;
• białka;
• kwasy nukleinowe, ponieważ reszta kwasu fosforowego jest częścią nukleotydu;
• fosfolipidy i fosfoproteiny;
• enzymy i katalizatory.

Rodzaj jonu, w którym fosfor bierze udział w tworzeniu cząsteczki tych związków, to PO 4 3-, czyli jest to kwasowa reszta kwasu fosforowego. Niektóre białka zawierają go w postaci wolnego atomu lub prostego jonu.

Dla prawidłowego funkcjonowania każdego żywego organizmu pierwiastek ten i tworzące się w nim związki organiczne są niezwykle ważne i niezbędne. Przecież bez cząsteczek białka nie da się zbudować pojedynczej części strukturalnej ciała. A DNA i RNA są głównymi nośnikami i przekaźnikami informacji dziedzicznej. Ogólnie rzecz biorąc, wszystkie połączenia muszą być obecne.

Zastosowanie fosforu w przemyśle

Zastosowanie fosforu i jego związków w przemyśle można scharakteryzować w kilku punktach.

1. Stosowany do produkcji zapałek, związków wybuchowych, bomb zapalających, niektórych rodzajów paliw i smarów.
2. Jako pochłaniacz gazu, a także do produkcji lamp żarowych.
3. Do ochrony metali przed korozją.
4. W rolnictwie jako nawóz doglebowy.
5. Jako zmiękczacz wody.
6. W syntezach chemicznych przy produkcji różnych substancji.

Jego rola w organizmach żywych sprowadza się do udziału w procesach powstawania szkliwa zębów i kości. Udział w reakcjach anabolicznych i katabolicznych oraz utrzymanie buforowania środowiska wewnętrznego komórki i płynów biologicznych. Jest podstawą syntezy DNA, RNA i fosfolipidów.

DEFINICJA

Fosfor tworzy kilka zmian alotropowych: fosfor biały, czerwony i czarny.

Fosfor biały, czerwony i czarny

Fosfor biały jest jedną z alotropowych modyfikacji pierwiastka chemicznego fosforu (ryc. 1). Składa się z cząsteczek P4. Metastabilny, w temperaturze pokojowej miękki jak wosk (cięty nożem), kruchy na zimno. Topi się i wrze bez rozkładu, jest lotny na małym ogniu, destyluje z parą wodną. Utlenia się powoli na powietrzu (reakcja łańcuchowa z udziałem rodników, chemiluminescencja), a przy niewielkim ogrzewaniu zapala się w obecności tlenu. Dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla, amoniaku, tlenku siarki (IV), słabo w czterochlorku węgla. Nierozpuszczalny w wodzie, dobrze zachowany pod warstwą wody.

Ryż. 1. Fosfor biały. Wygląd.

Fosfor czerwony jest najbardziej stabilną termodynamicznie alotropową modyfikacją fosforu elementarnego. W normalnych warunkach jest to proszek o różnych odcieniach (od fioletowo-czerwonego do fioletu) (ryc. 2). Kolor zależy od metody produkcji i stopnia rozdrobnienia substancji. Ma metaliczny połysk. Po podgrzaniu sublimuje. Utlenia się w powietrzu. Nierozpuszczalny w wodzie i dwusiarczku węgla. Aktywność chemiczna fosforu czerwonego jest znacznie mniejsza niż fosforu białego i czarnego. Rozpuszcza się w roztopionym ołowiu, z którego krystalizuje fosfor fioletowy (Hittorf phorus), a po ochłodzeniu par czerwonego fosforu otrzymuje się fosfor biały.

Ryż. 2. Czerwony fosfor. Wygląd.

Fosfor czarny powstaje z fosforu białego poprzez ogrzewanie go pod wysokim ciśnieniem w temperaturze 200-220 o C. Wyglądem przypomina grafit, jest tłusty w dotyku. Gęstość - 2,7 g/cm3. Półprzewodnik.

Wzór chemiczny fosforu

Wzór chemiczny białego fosforu to P4. Wynika z niego, że cząsteczka tej substancji zawiera cztery atomy fosforu (Ar = 31 amu). Korzystając ze wzoru chemicznego, możesz obliczyć masę cząsteczkową białego fosforu:

Mr(P 4) = 2×Ar(P) = 4×31 = 124.

Fosfor czerwony ma wzór P n i jest polimerem o złożonej strukturze.

Wzór strukturalny (graficzny) fosforu

Strukturalny (graficzny) wzór fosforu jest bardziej przejrzysty. Pokazuje, jak atomy są ze sobą połączone w cząsteczce.

Wzór strukturalny białego fosforu to:

Wzór strukturalny polimeru czerwonego fosforu to:

Formuła elektroniczna

Poniżej przedstawiono elektroniczny wzór pokazujący rozkład elektronów w atomie według podpoziomu energii:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Pokazuje również, że fosfor należy do pierwiastków rodziny p, a także liczbę elektronów walencyjnych - na zewnętrznym poziomie energii znajduje się 5 elektronów (3s 2 3p 3).

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Określ wzór cząsteczkowy soli o masie molowej mniejszej niż 300, w której udziały masowe azotu, wodoru, chromu i tlenu wynoszą 11,11%; 3,17%; Odpowiednio 41,27% i 44,44%.
Rozwiązanie	Udział masowy pierwiastka X w cząsteczce o składzie NX oblicza się za pomocą następującego wzoru: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Oznaczmy liczbę atomów azotu w cząsteczce przez „x”, liczbę atomów wodoru przez „y”, liczbę atomów chromu przez „z” i liczbę atomów tlenu przez „k”. Znajdźmy odpowiednie względne masy atomowe pierwiastków żelaza i tlenu (zaokrąglimy wartości względnych mas atomowych wziętych z układu okresowego D.I. Mendelejewa do liczb całkowitych). Ar(N) = 14; Ar(H) = 1; Ar(Cr) = 52; Ar(O) = 16. Procentową zawartość pierwiastków dzielimy na odpowiednie względne masy atomowe. W ten sposób znajdziemy zależność między liczbą atomów w cząsteczce związku: x:y:z:k = m(N)/Ar(N): m(H)/Ar(H): m(Cr)/Ar(Cr): m(O)/Ar(O); x:y:z:k= 11,11/14:3,17/1:41,27/52: 44,44/16; x:y:z:k= 0,79: 3,17: 0,79: 2,78 = 1: 4: 1: 3,5 = 2: 8: 2: 7. Oznacza to, że najprostszy wzór związku azotu, wodoru, chromu i tlenu to N 2 H 8 Cr 2 O 7 lub (NH 4) 2 Cr 2 O 7. To jest dwuchromian amonu.
Odpowiedź	(NH 4) 2 Cr 2 O 7

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia	W wyniku spalania związku organicznego zawierającego tlen w nadmiarze powietrza zbiera się 1,584 g dwutlenku węgla i 0,972 ml wody. Gęstość pary tego związku w powietrzu wynosi 1,5865. Wyprowadź wzór chemiczny związku, jeśli zawiera on dwa rodniki o tej samej nazwie.
Rozwiązanie	Narysujmy schemat reakcji spalania związku organicznego, oznaczając liczbę atomów węgla, wodoru i tlenu odpowiednio jako „x”, „y” i „z”: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Określmy masy pierwiastków tworzących tę substancję. Wartości względnych mas atomowych pobrane z układu okresowego D.I. Mendelejew, zaokrąglij do liczb całkowitych: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = /M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H2O)×M(H) = ×M(H); m(H) =. Obliczmy masy molowe dwutlenku węgla i wody. Jak wiadomo, masa molowa cząsteczki jest równa sumie względnych mas atomowych atomów tworzących cząsteczkę (M = Mr): M(CO2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H2O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = /12 = 0,432 g; m(H) = = 0,108 g. Masę molową substancji organicznej można wyznaczyć na podstawie jej gęstości powietrza: M substancja = M powietrze × D powietrze; M substancja = 29 × 1,5862 = 46 g/mol. Znajdźmy liczbę atomów węgla i wodoru w związku: x:y = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H); x:y = 0,432/12:0,108/1; x:y = 0,036:0,108 = 1:3. Oznacza to, że najprostszy wzór rodnika węglowodorowego tego związku to CH3 i masa molowa 15 g/mol. Oznacza to, że tlen stanowi , co jest niemożliwe. Biorąc pod uwagę warunek problemu o dwóch rodnikach o tej samej nazwie 2×M(CH 3) = 2×15 = 30 g/mol, stwierdzamy, że tlen stanowi , tj. organiczny związek zawierający tlen ma postać CH3-O-CH3. Jest to aceton (keton dimetylowy).
Odpowiedź	CH3-O-CH3

STRUKTURA ATOMU FOSFORU

Fosfor znajduje się w III okresie, w grupie 5 głównej podgrupy „A”, pod numerem seryjnym nr 15. Względna masa atomowa A r (P) = 31.

P +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3, fosfor: p – pierwiastek, niemetal

Trener nr 1. „Charakterystyka fosforu według pozycji w układzie okresowym pierwiastków D. I. Mendelejewa”

Możliwości wartościowości fosforu są szersze niż atomu azotu, ponieważ atom fosforu ma wolne orbitale d. Może zatem nastąpić parowanie elektronów 3S 2 i jeden z nich może przejść na orbital 3d. W tym przypadku trzeci poziom energetyczny fosforu będzie miał pięć niesparowanych elektronów, a fosfor będzie mógł wykazywać wartościowość V.

W stanie wolnym fosfor tworzy kilka partiitypowe modyfikacje: fosfor biały, czerwony i czarny

„Biały fosfor świecący w ciemności”

Fosfor występuje w żywych komórkach w postaci kwasów orto- i pirofosforowych, wchodzi w skład nukleotydów, kwasów nukleinowych, fosfoprotein, fosfolipidów, koenzymów i enzymów. Kości ludzkie składają się z hydroksyapatytu 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2. Skład szkliwa zębów obejmuje fluoroapatyt. Wątroba odgrywa główną rolę w przemianach związków fosforu w organizmie ludzi i zwierząt. Metabolizm związków fosforu regulowany jest przez hormony i witaminę D. Dzienne zapotrzebowanie człowieka na fosfor wynosi 800-1500 mg. Przy braku fosforu w organizmie rozwijają się różne choroby kości.

TOKSYKOLOGIA FOSFORU

· Czerwony fosfor praktycznie nietoksyczny. Pył czerwonego fosforu wdychany do płuc powoduje przewlekłe zapalenie płuc.

· Biały fosfor bardzo toksyczny, rozpuszczalny w lipidach. Dawka śmiertelna fosforu białego wynosi 50-150 mg. Kiedy biały fosfor dostanie się na skórę, powoduje poważne oparzenia.

Ostre zatrucie fosforem objawia się pieczeniem w jamie ustnej i żołądku, bólem głowy, osłabieniem i wymiotami. Po 2-3 dniach rozwija się żółtaczka. Postacie przewlekłe charakteryzują się zaburzeniami gospodarki wapniowej oraz uszkodzeniem układu sercowo-naczyniowego i nerwowego. Pierwszą pomocą w przypadku ostrego zatrucia jest płukanie żołądka, stosowanie środków przeczyszczających, lewatywy oczyszczające, dożylne roztwory glukozy. W przypadku oparzeń skóry należy leczyć dotknięte obszary roztworami siarczanu miedzi lub sody. Maksymalne dopuszczalne stężenie par fosforu w powietrzu wynosi 0,03 mg/m3.

OTRZYMANIE FOSFORU

Fosfor otrzymywany jest z apatytów lub fosforytów w wyniku oddziaływania z koksem i krzemionką w temperaturze 1600°C:

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

Powstałe pary białego fosforu są skraplane w odbiorniku pod wodą. Zamiast fosforytów można redukować inne związki, na przykład kwas metafosforowy:

4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO.

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE FOSFORU

Utleniacz	Środek redukujący
1. Z metalami - tworzy się utleniacz fosforki: 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Eksperyment „Przygotowanie fosforku wapnia” 2P + 3Mg → Mg3P2. Fosforki rozkładają się kwasy i wodę, tworząc gazową fosfinę Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (p-p) = 2PH 3 + 3MgSO 4 Eksperyment „Hydroliza fosforku wapnia” Właściwości fosfiny- PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4. PH 3 + HI = PH 4 I	1. Fosfor łatwo utlenia się przez tlen: „Spalanie fosforu” „Biały fosfor spalający się pod wodą” „Porównanie temperatur zapłonu fosforu białego i czerwonego” 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (z nadmiarem tlenu), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (z powolnym utlenianiem lub z brakiem tlenu).
	2. Z niemetalami - środek redukujący: 2P + 3S → P 2 S 3, 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3. ! Nie wchodzi w interakcję z wodorem .
	3. Silne utleniacze przekształcają fosfor w kwas fosforowy: 3P + 5HNO 3 + 2H 2O → 3H 3PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2SO 4 → 2H 3PO 4 + 5SO 2 + 2H 2O.
	4. Reakcja utleniania zachodzi również podczas zapalania zapałek, sól Berthollet działa jako środek utleniający: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2O 5

ZASTOSOWANIE FOSFORU

Fosfor jest najważniejszym pierwiastkiem biogennym, a jednocześnie znajduje bardzo szerokie zastosowanie w przemyśle.

Być może pierwszą właściwością fosforu, którą człowiek oddał na swoje usługi, jest łatwopalność. Palność fosforu jest bardzo wysoka i zależy od modyfikacji alotropowej.

Najbardziej aktywny chemicznie, toksyczny i łatwopalny biały („żółty”) fosfor, dlatego jest bardzo często stosowany (w bombach zapalających itp.).

Czerwony fosfor- główna modyfikacja produkowana i konsumowana przez przemysł. Wykorzystuje się go do produkcji zapałek, nanosi się go wraz z drobno zmielonym szkłem i klejem na boczną powierzchnię pudełka, a po potarciu główki zapałki, która zawiera chloran potasu i siarkę, następuje zapłon. Fosfor czerwony wykorzystuje się także do produkcji materiałów wybuchowych, mieszanek zapalających i paliw.

Fosfor (w postaci fosforanów) jest jednym z trzech najważniejszych pierwiastków biogennych i bierze udział w syntezie ATP. Większość powstałego kwasu fosforowego wykorzystywana jest do produkcji nawozów fosforowych – superfosfatu, osadu itp.

ZADANIA ZADANIA

nr 1. Fosfor czerwony jest główną modyfikacją produkowaną i zużywaną przez przemysł. Wykorzystuje się go do produkcji zapałek, nanosi się go wraz z drobno zmielonym szkłem i klejem na boczną powierzchnię pudełka, a po potarciu główki zapałki, która zawiera chloran potasu i siarkę, następuje zapłon.
Reakcja zachodzi:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Uporządkować współczynniki za pomocą wagi elektronicznej, wskazać środek utleniający i reduktor, procesy utleniania i redukcji.

Nr 2. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Dla ostatniej reakcji PH 3 -> P 2 O 5 sporządzić wagę elektroniczną, wskazać utleniacz i reduktor.

Nr 3. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Uważa się, że fosfor jest minerałem świecącym w ciemności, trującym i łatwopalnym. Ale to tylko część prawdy o tym niesamowitym elemencie. Fosfor może być również inny, o wprost przeciwnych właściwościach.

Co to jest czerwony fosfor?

Fosfor może występować w kilku odmianach (formach alotropowych), które znacznie różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Powodem tego są różnice w strukturze. Na przykład sieć krystaliczna białego fosforu jest molekularna, a sieć krystaliczna czerwonego fosforu jest atomowa. Dzięki temu reaguje powoli z innymi substancjami i w normalnych warunkach jest stabilny w powietrzu (biały fosfor zapala się w powietrzu). W sumie stwierdzono ponad dwadzieścia modyfikacji fosforu, z czego cztery są stabilne (fosfor biały, czerwony, czarny i metaliczny), pozostałe są niestabilne.

Fosfor czerwony jest bardzo interesującą substancją, naturalnym polimerem nieorganicznym o wzorze (P 4)n i bardzo złożonej strukturze piramidalnie połączonych atomów.

Właściwości fosforu czerwonego zależą w pewnym stopniu od warunków jego produkcji. Zmieniając temperaturę, światło i katalizatory, można stworzyć rodzaje czerwonego fosforu o przewidywalnych właściwościach.

Odkrywcą fosforu czerwonego jest Austriak A. Schrötter, który uzyskał go poprzez ogrzewanie szczelnie zamkniętej ampułki fosforem białym i tlenkiem węgla w temperaturze +500°C.

Właściwości czerwonego fosforu

Fosfor czerwony powstaje w wyniku długotrwałego ogrzewania fosforu białego w wysokich temperaturach (250–300 °C) bez dostępu powietrza. Kolor substancji waha się od fioletowo-czerwonego do fioletowego.

Fosfor czerwony, w odróżnieniu od swojego bardziej znanego „brata”, fosforu białego, jest substancją stałą, nie luminescjonuje i jest praktycznie w niczym nierozpuszczalny (ani w wodzie, ani w rozpuszczalnikach organicznych, ani w dwusiarczku węgla). Nie jest toksyczny, zapala się samorzutnie w powietrzu dopiero w temperaturze +240-260 ° C (w rzeczywistości zapala się nie sam czerwony fosfor, ale jego opary, które po ochłodzeniu zamieniają się w biały łatwopalny fosfor) .

Gęstość fosforu czerwonego jest większa niż fosforu białego i wynosi 2,0 - 2,4 g/cm3 (w zależności od konkretnej modyfikacji).

W powietrzu czerwony fosfor pochłania wilgoć i utlenia się, zamieniając się w tlenek; kontynuując wchłanianie wilgoci, zamienia się w gęsty kwas fosforowy („nasiąka”). W związku z tym odczynnik powinien być hermetycznie zamknięty, uniemożliwiając dostęp wilgoci z powietrza. Po podgrzaniu czerwony fosfor nie topi się, ale sublimuje (odparowuje). Po kondensacji para substancji zamienia się w biały fosfor.

Zastosowania czerwonego fosforu

Fosfor czerwony jest praktycznie nietoksyczny i znacznie bezpieczniejszy w działaniu i przechowywaniu niż fosfor biały. Dlatego w przemysłowej produkcji fosforków, nawozów zawierających fosfor i różnych pochodnych kwasu fosforowego najczęściej stosuje się fosfor czerwony.

Sam czerwony fosfor używany jest głównie do produkcji zapałek. Jest zawarty w mieszance „kratowej”, która jest nakładana na pudełko. Stosowany jest także w smarach, kompozycjach zapalających, paliwie oraz przy produkcji lamp żarowych.

Nie wiesz gdzie kupić fosfor czerwony?

Czerwony fosfor i różne inne chemikalia możesz kupić w jednym z największych sklepów ze sprzętem laboratoryjnym, Prime Chemicals Group. Mamy przystępne ceny i wygodną dostawę na terenie Moskwy i regionu, a wykwalifikowani menedżerowie pomogą Ci dokonać wyboru.

FOSFOR, P, element V grupy układu okresowego; masa atomowa 31,03; nie znaleziono izotopów fosforu. W związkach fosfor może być trój- i pięciowartościowy. Jego najwyższym związkiem jest wodór PH 3; z tlenem daje tlenki P 2 O 3, P 2 O 4 i P 2 O 5. Fosfor pod względem wartościowości i rodzaju związków przypomina azot, jednak pod względem właściwości (zarówno fosforu, jak i jego związków) jest całkowicie odmienny od azotu. rozpowszechniony w przyrodzie i występujący w prawie wszystkich skałach w postaci wtrąceń kryształów mineralnego apatytu. Fosfor występuje w postaci nagromadzeń minerałów: fosforytów i apatytu. Apatyt rzadko występuje w dużych masach, a wyjątek stanowią kolosalne złoża tego minerału w tundrze Khibiny w ZSRR. Fosforyty są znane w Gruzji, na Florydzie, w Północnej i Południowej Karolinie, Tennessee, Algierii, Tunezji i na niektórych wyspach Wielkiego Oceanu. ZSRR jest niezwykle bogaty w fosforyty, których złoża znane są w rejonie Moskwy, Uralu, Kazachstanu, Ukrainy, Republiki Czuwaski, Podola, Kaukazu Północnego itp. Minerały takie jak wiwianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O i turkus (Al 2 O 3) 2 P 2 O 5 · 5H 2 O to wodne sole kwasu fosforowego. Fosfor jest niezbędnym składnikiem, wchodzącym w skład tkanek organizmów żywych. Białka zawierające fosfor i lecytynę znajdują się w mięśniach, nerwach i mózgu. Kości zawierają fosfor w postaci fosforanu trójwapniowego.

Fosfor można otrzymać w kilku postaciach alotropowych. Fosfor biały (zwykły, żółty) to bezbarwna, przezroczysta szklista substancja lub białe małe kryształki; W czystej postaci biały fosfor można uzyskać wyłącznie w ciemności, przy braku tlenu i wilgoci. Destylacja frakcyjna lub krystalizacja frakcyjna daje całkowicie czysty fosfor, który pod wpływem światła szybko zmienia kolor na żółty. Żółknięcie to tłumaczy się tworzeniem cienkiej warstwy czerwonej modyfikacji na powierzchni fosforu. Przy długotrwałej ekspozycji na intensywne światło zwykły fosfor można całkowicie przekształcić w czerwień. W temperaturze 150°C przy braku tlenu zwykły fosfor sublimuje bez zmiany koloru. W przypadku fosforu białego znane są dwie modyfikacje - α i β; pierwszy krystalizuje w układzie regularnym (ciężar właściwy 1,84), drugi (zwykły fosfor) - w układzie sześciokątnym (ciężar właściwy 1,88). Przejście α-fosforu do β-fosforu zachodzi w następujących warunkach:

Twardość fosforu w skali Mohsa wynosi 0,5. Jego plastyczność wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Stopiony fosfor prawie nie zwilża szkła; napięcie powierzchniowe 35,56 D/cm w 132,1°C i 43,09 D/cm w 78,3°C. Odpowiednie ciężary właściwe fosforu wynoszą 1,665 i 1,714. Ściśliwość zwykłego fosforu w zakresie od 100 do 500 atm wynosi 0,0000199 cm2/kg. Współczynnik rozszerzalności zwykłego fosforu od 0°C do 40° = 0,000125, a jego objętość w temperaturze 44°C jest 1,017 razy większa niż objętość w temperaturze 0°C. Pojemność cieplna fosforu białego (0-51°C) 0,183 cal/g; ciepło topnienia 5,03 cal/g. Masa 1 litra par fosforu wynosi 2,805 g (Williamson). Jego masa molowa w zakresie temperatur od 313°C do czerwoności waha się od 128 do 119,8. Dlatego struktura jego cząsteczki w tym zakresie odpowiada P4. W wysokich temperaturach częściowo dysocjuje na P2. W roztworze jego cząsteczka odpowiada wzorowi P 4; temperatura topnienia zwykłego fosforu wynosi 44,5°C; powoli sublimuje w temperaturze 40°C i odparowuje w normalnej temperaturze. Prężność pary zwykłego stałego fosforu w temperaturze 5°C wynosi 0,03 mm, w temperaturze 40°C – 0,50 mm. Rozpuszczalność fosforu w wodzie: 0,0003 g na 100 g wody w temperaturze 15°C. Różne rozpuszczalniki rozpuszczają w przybliżeniu fosfor (w 100 częściach rozpuszczalnika): dwusiarczek węgla 25, benzyna 1,5, olej migdałowy 1,00, stężony kwas octowy 1,00, eter 0,45, alkohol etylowy (ciężar właściwy 0,822) 0,25, gliceryna 0,17 h. Wodór jest dobrze wchłaniany przez fosfor, zwłaszcza podczas wyładowań elektrycznych. Wodór może reagować z fosforem in statu nascendi; uwolniony gaz nie ma już tej zdolności. Fluor reaguje w normalnej temperaturze z fosforem bez zapłonu, tworząc PF 3 w nadmiarze fosforu i PF 5 w nadmiarze fluoru. Fosfor energetycznie łączy się z tlenem, tworząc w zależności od ilości odczynników bezwodnik fosforu lub fosforu. Hydrochinon, cukier, gliceryna i kwas arsenowo-sodowy spowalniają reakcję utleniania fosforu. Fosfor w połączeniu z tlenem zawartym w powietrzu zapala się, dlatego należy go przechowywać pod wodą. Temperatura zapłonu fosforu w powietrzu, w tlenie lub w powietrzu rozcieńczonym równą objętością dwutlenku węgla wynosi 45,0-45,2°C. Zapłonowi zwykłego fosforu sprzyja rozrzedzenie powietrza i zakłóca je kompresja. Obecność ozonu i wilgoci w atmosferze zwiększa temperaturę zapłonu. W atmosferze dwusiarczku węgla temperatura zapłonu fosforu wynosi 87°C, terpentyny – 18°; fosfor w stanie spoczynku można ogrzać bez zapłonu do temperatury 205°C; Najmniejsze mieszanie powoduje zapłon już w temperaturze 45°C. Zwykły fosfor zapala się w ciągu 20 sekund w kontakcie z czystym stopionym aluminium. Azot jest absorbowany przez fosfor, ale nie reaguje z nim. Biały fosfor świeci w ciemności w kontakcie z tlenem zawartym w powietrzu. Intensywność blasku zależy od stężenia tlenu. W czystym tlenie w temperaturze poniżej 27°C fosfor nie świeci i nie utlenia się. Fosfor biały jest trujący, a dawka 0,15 g jest śmiertelna. Ze względu na zdolność fosforu do rozpuszczania się w tłuszczach, w przypadku zatrucia tłuste potrawy i mleko są całkowicie nie do przyjęcia, gdyż przyczyniają się do lepszego wchłaniania fosforu do organizmu.

Fosfor czerwony to modyfikacja, która znacznie różni się właściwościami fizycznymi i chemicznymi od fosforu białego. Fosfor czerwony powstaje ze zwykłego fosforu w wyniku przepuszczenia wyładowania elektrycznego przez jego opary. Ogrzewając roztwór fosforu białego w trójbromku fosforu w temperaturze 170-190°C, uzyskuje się tzw. odmiana malin fosfor. Odmiana ta ma strukturę koloidalną i jest przejściowa między fosforem zwykłym a czerwonym; obecność trójjodku fosforu przyspiesza (3-krotnie) reakcję. Ogrzewając zwykły fosfor z siarką lub siarczkiem, a następnie traktując powstałą mieszaninę wodnym roztworem zasady lub amoniaku, można również otrzymać czerwony fosfor. W technologii czerwony fosfor uzyskuje się poprzez ogrzewanie zwykłego fosforu bez dostępu powietrza w temperaturze 240-250 ° C; reakcji towarzyszy wydzielanie ciepła. Kolor czerwonego fosforu zmienia się w zależności od temperatury produkcji. W niskich temperaturach ma karmazynowy odcień, w wysokich - fioletowy lub fioletowy odcień. Selen przyspiesza przejście białego fosforu w czerwień. Oddzielenie zwykłych zanieczyszczeń fosforowych od fosforu czerwonego odbywa się poprzez działanie dwusiarczkiem węgla przez 50 godzin w temperaturze 250-260°C lub 10% roztworem zasady sodowej przez 2 godziny; Możliwe jest również przemywanie fosforu mieszaniną dwusiarczku węgla i roztworem chlorku wapnia o ciężarze właściwym 1,349-1,384. Zwykły fosfor rozpuszcza się w dwusiarczku węgla, a czerwony fosfor osadza się w roztworze chlorku wapnia. Zakłada się, że białe i czerwone modyfikacje fosforu różnią się chemicznie; dowodem na to jest to, że po zmieszaniu stopionego żółtego i czerwonego fosforu nie obserwuje się przejścia pierwszego w drugi. Po podgrzaniu w temperaturze 280-400°C pary czerwonego fosforu częściowo skraplają się tworząc tzw. metaliczny fosfor. Gdy para jest szybko schładzana, częściowo tworzy się czerwony fosfor, a im wyższa temperatura przed zestaleniem, tym większa jest jego ilość. Powierzchnia odbiornika działa katalitycznie, tworząc czerwony fosfor. Czas ogrzewania nie ma wpływu na proces, ale chłodzenie musi nastąpić szybko. Istnieje opinia (A. Stock), że fosfor czerwony powstaje w wyniku połączenia zdysocjowanych cząsteczek fosforu ze sobą lub z cząsteczkami niezdysocjowanymi oraz że powstawanie cząsteczek P 4 fosforu żółtego jest relatywnie wolniejsze niż tworzenie się cząsteczek fosforu czerwonego cząsteczki fosforu. Kondensacja czerwonego fosforu ze stanu pary nie zależy od obecności ciekłego żółtego fosforu. Fosfor czerwony, otrzymywany przez chłodzenie par w temperaturze 1200 ° C i pod ciśnieniem 5 mm, zawiera nie więcej niż 1% żółtego fosforu; wynika z tego, że cząsteczki P 2 i P 4 biorą udział w tworzeniu czerwonego fosforu. Możliwe, że tworzenie to zachodzi zgodnie z równaniem mP 2 + nP 4 = P 2 m+4 n. Istnieją sugestie, że stopiony fosfor zawiera w równowadze cząsteczki żółtego fosforu P 4 i cząsteczki P n czerwonego:

Powyżej temperatury topnienia czerwonego fosforu (592,5°C, według innych źródeł 589,5°C) większość cząsteczek ma postać P 4, więc przy szybkim chłodzeniu tworzy się biała odmiana, ale powolne chłodzenie pozwala na zmianę równowagi w prawo, a po stwardnieniu uwalnia się czerwony fosfor. Ciężar właściwy czerwonego fosforu waha się od 2,05 do 2,3, co zmusza nas do uznania go za mieszaninę dwóch modyfikacji. Zakłada się, że fosfor czerwony ma strukturę krystaliczną jednoskośną. Ściśliwość czerwonego fosforu (w zakresie 100-500 atm) wynosi 0,0000092 cm2/kg; Temperatura topnienia czerwonego fosforu zależy od szybkości ogrzewania i waha się w granicach ±0,5°C. Prężność par czerwonego fosforu w temperaturze 230°C wynosi 0 mm, w temperaturze 360°C - 0,1 mm, w temperaturze 500°C - 9 atm. Fosfor czerwony jest nierozpuszczalny w dwusiarczku węgla. Fosfor czerwony uzyskany w wyniku wyzwolenia ciepła zawiera mniej energii i jest znacznie mniej aktywny niż fosfor biały. Fosfor czerwony nie jest trujący, nie zapala się w powietrzu, dlatego jego przechowywanie nie jest tak niebezpieczne. Czerwony fosfor zapala się pod wpływem uderzenia. Hittorf twierdzi, że przejścia fosforu czerwonego w żółty nie obserwuje się w temperaturze 320°C, natomiast ten ostatni powstaje w temperaturze 358°C. W szczelnie zamkniętej tubie czerwony fosfor jest stabilny w temperaturach od 450 do 610°C.

Fosfor krystaliczny lub fioletowy ma strukturę krystaliczną, kryształy są trójkątne ze stosunkiem osiowym a:c = 1:1,1308. Otrzymuje się go przez krystalizację ze stopionego ołowiu lub bizmutu, a także przez ogrzewanie białego fosforu pod ciśnieniem 500 kg/cm 2 w obecności sodu. Nierozpuszczalny w dwusiarczku węgla; ciężar właściwy fosforu fioletowego 2,34; sublimuje w temperaturze 690,9°C; temperatura topnienia 589,5°C pod ciśnieniem 43,1 atm.

Fosfor czarny (P. Bridgeman) otrzymuje się ze zwykłego fosforu przez ogrzewanie do 216°C pod ciśnieniem 89 atm. Jest nierozpuszczalny w dwusiarczku węgla; zapala się w temperaturze 400°C i nie zapala się od uderzenia; temperatura przejścia czerwonego fosforu w czerń wynosi 575°C; czerwony fosfor zmienia się w czarny po podgrzaniu w atmosferze wodoru w temperaturze 200°C i pod ciśnieniem 90 atm (V. Ipatiev). Tylko 2 modyfikacje mają znaczenie techniczne: biały (żółty) i czerwony fosfor.

Pozyskiwanie fosforu. Zwykle przygotowuje się biały fosfor, który w razie potrzeby przekształca się później w modyfikację czerwoną. Surowcem wyjściowym do produkcji fosforu są fosforyty – naturalny fosforan trójwapniowy, a najlepiej popiół kostny. Proces polega na redukcji fosforanu węglem lub działaniu glinu na metafosforan sodu zmieszany z krzemionką:

6NaPO 3 +3SiO 2 +10Al=3Na 2 SiO 3 +5Al 2 O 3 +6P.

Znane są 2 metody fabrycznej produkcji fosforu: 1) stara metoda Pelletiera, która polega na obróbce fosforanu (mączki kostnej) rozcieńczonym kwasem siarkowym i fosforan trójwapniowy zamienia się w fosforan jednowapniowy:

Ca 3 (PO 4) 2 +2H 2 SO 4 =2CaSO 4 + Ca(H 2 PO 4) 2.

Roztwór tego ostatniego oddziela się od gipsu (CaSO 2H 2 O), odparowuje, kalcynuje węglem i otrzymuje się metafosforan wapnia:

Ca(H2PO4)2 =2H2O+Ca(PO3)2,

który po silnym kalcynowaniu daje fosfor, fosforan trójwapniowy i tlenek węgla:

ZCa(PO 3) 2 +10C=Ca 3 (PO 4) 2 +4P+10CO.

Według metody Wöhlera rozpoczynają się bezpośrednio od fosforanu trójwapniowego:

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

Proces ten wymaga wysokiej temperatury i zaczęto go stosować dopiero wraz z wprowadzeniem pieców elektrycznych. Istnieje również metoda wytwarzania fosforu z wolnego kwasu fosforowego zmieszanego z węglem za pomocą prądu elektrycznego. Akademik w ZSRR. E.V. Britske opracował metodę produkcji fosforu w wielkich piecach.

Produkt handlowy zawsze zawiera śladowe ilości arsenu, związków krzemu i węgla. Zanieczyszczenia mechaniczne usuwane są poprzez filtrację lub jeszcze lepiej poprzez ponowną destylację. Przekształcenie fosforu białego w czerwony przeprowadza się w temperaturze 260°C; spadek ciśnienia spowalnia reakcję; oświetlenie przyspiesza proces; katalizatory (jod, selen) również mają wpływ.

Analityczne oznaczanie fosforu. Opary fosforu działają na mokry papier nasączony azotanem srebra, powodując jego czernienie. Czerń jest spowodowana tworzeniem się fosforu i metalu srebro . Reakcja zachodzi w 2 etapach. W reakcji z wodą fosfor tworzy fosforowodór i kwas podfosforawy:

P 4 +6H 2 O=ZN 3 RO 2 +RN 3.

Związki powstałe w wyniku reakcji działają na azotan srebra:

H 3PO 2 +2H2O+4AgNO3 =4HNO3+H 3PO 4 +4Ag;

PH 3 +3AgNO 3 =3HNO 3 +PAg 3.

Reakcja ta ma zastosowanie do odkrycia białego fosforu tylko przy braku H2S, AsH3, SbH3, a także aldehydu mrówkowego i kwasu mrówkowego. Odkrycie trującego fosforu (według Mitscherlicha) opiera się na zdolności fosforu do świecenia w wilgotnym powietrzu w ciemności. Rozdrobnioną substancję, w której ma się znajdować fosfor, umieszcza się w kolbie podłączonej do lodówki. Do kolby wlewa się tyle wody, aby otrzymać płynną zawiesinę, a zawartość kolby zobojętnia się kwasem winowym do lekko kwaśnego odczynu. Gdy kolbę ogrzewa się w ciemności, niewielka ilość fosforu (kilka mg) powoduje już świecenie w lodówce. Ponieważ zjawisko jarzenia może być spowodowane także obecnością siarczku fosforu po jego rozkładzie podczas ogrzewania, zaleca się podgrzewanie kolby nie bezpośrednio, lecz poprzez przepuszczanie do niej pary wodnej. W obecności śladów amoniaku, dwusiarczku węgla, oparów alkoholu, olejków eterycznych i węglowodorów nienasyconych nie obserwuje się świecenia fosforu, dlatego nie należy przerywać destylacji zbyt wcześnie. W przypadku braku świecenia filtrat utlenia się wodą chlorowaną, odparowuje w łaźni wodnej do niewielkiej objętości i wykonuje próbę na obecność kwasu fosforowego. Świecenie fosforu można również zaobserwować w kolbie, podgrzewając najpierw ciecz do wrzenia, następnie nieco ją ochładzając i ponownie podgrzewając do wrzenia; 0,0171 mg fosforu świeci bardzo wyraźnie, 0,0085 mg - wyraźnie, 0,0042 mg - słabo, a 0,001 mg - wątpliwie. Fosfor zredukowany in statu nascendi przez wodór daje wodór fosforowy, który po zmieszaniu z wodorem i zapaleniu na wylocie rurki z platynową końcówką pali się szmaragdowozielonym płomieniem. Substancje organiczne zapobiegają pojawianiu się koloru i dlatego powinny. rozdzielony. Kwas azotowy łatwo utlenia fosfor do kwasu fosforowego:

ZR4 +20NNIE 3 +8H2O=12H3RO4 +20NR 3.

Fosfor oznacza się ilościowo po utlenieniu do kwasu fosforowego i wytrąceniu w postaci MgNH 4 PO 4 .

Aplikacja. Fosfor należy do pierwiastków, bez których prawidłowy rozwój organizmów roślinnych i zwierzęcych nie jest możliwy. Istnieje bezpośredni związek pomiędzy zawartością fosforu w pożywce a wzrostem roślin. Fosfor, obok azotu i potasu, jest najważniejszym składnikiem pokarmowym niezbędnym w uprawach rolnych. rośliny. Fosfor usuwany z pola wraz ze żniwami zbóż nie ma w swoim obiegu obiegu zamkniętego, w związku z czym bez sztucznego wprowadzenia go do gleby z zewnątrz obserwuje się zubożenie gleby. Największą grupę stanowią nawozy zawierające fosfor. Fosfor używany jest w działaniach wojennych jako środek dymotwórczy i do napełniania nabojów zapalających.