Fosfor a jeho zlúčeniny. Praktická aplikácia zlúčenín fosforu

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Naposledy zmenené: 2023-12-17 05:40

Medzi biogénnymi prvkami je potrebné venovať osobitné miesto fosforu. Bez nej je totiž nemožná existencia takých životne dôležitých zlúčenín, ako sú napríklad ATP alebo fosfolipidy, ako aj mnohých iných organických látok. Anorganická hmota tohto prvku je zároveň veľmi bohatá na rôzne molekuly. Fosfor a jeho zlúčeniny sú široko používané v priemysle, sú dôležitými účastníkmi biologických procesov a používajú sa v rôznych odvetviach ľudskej činnosti. Zvážte preto, čo je tento prvok, aká je jeho jednoduchá podstata a najdôležitejšie zlúčeniny.

Fosfor: všeobecná charakteristika prvku

Pozícia v periodickej tabuľke môže byť opísaná v niekoľkých bodoch.

1. Piata skupina, hlavná podskupina.
2. Tretie malé obdobie.
3. Poradové číslo – 15.
4. Atómová hmotnosť je 30 974.
5. Elektronická konfigurácia atómu 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Možné oxidačné stavy z-3 až +5.
7. Chemický symbol - P, výslovnosť vo vzorcoch "pe". Názov prvku je fosfor. Latinský názov Phosphorus.

História objavu tohto atómu siaha až do vzdialeného XII. storočia. Dokonca aj v záznamoch alchymistov boli informácie naznačujúce prijatie neznámej „svietiacej“látky. Oficiálnym dátumom syntézy a objavu fosforu bol však rok 1669. Skrachovaný obchodník Brand pri hľadaní kameňa mudrcov náhodne syntetizoval látku schopnú vyžarovať žiaru a horieť jasným oslepujúcim plameňom. Urobil to opakovaným kalcinovaním ľudského moču.

Potom, nezávisle od seba, bol tento prvok prijatý približne rovnakými spôsobmi:

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

V súčasnosti je jednou z najpopulárnejších metód syntézy tejto látky redukcia zo zodpovedajúcich minerálov obsahujúcich fosfor pri vysokých teplotách pod vplyvom oxidu uhoľnatého a oxidu kremičitého. Proces sa vykonáva v špeciálnych peciach. Fosfor a jeho zlúčeniny sú veľmi dôležité látky ako pre živé bytosti, tak aj pre mnohé syntézy v chemickom priemysle. Preto by sme mali zvážiť, čo je tento prvok ako jednoduchá látka a kde sa nachádza v prírode.

Jednoduchá látka fosfor

Je ťažké pomenovať konkrétnu zlúčeninu, pokiaľ ide o fosfor. Je to spôsobené mnohýmialotropné modifikácie, ktoré tento prvok má. Existujú štyri hlavné odrody jednoduchej látky fosfor.

1. Biela. Toto je zlúčenina, ktorej vzorec je Р₄. Je to biela prchavá látka s ostrým nepríjemným zápachom po cesnaku. Pri normálnej teplote sa na vzduchu samovoľne vznieti. Horí žiarivým svetlozeleným svetlom. Veľmi jedovatý a život ohrozujúci. Chemická aktivita je extrémne vysoká, preto sa získava a skladuje pod vrstvou čistenej vody. Je to možné kvôli zlej rozpustnosti v polárnych rozpúšťadlách. Pre tento biely fosfor sa najlepšie hodí sírouhlík a organické látky. Pri zahrievaní je schopný premeniť sa na ďalšiu alotropickú formu - červený fosfor. Pri kondenzácii a ochladzovaní pár je schopný vytvárať vrstvy. Na dotyk mastná, mäkká, ľahko krájateľná nožom, biela (mierne žltkastá). Teplota topenia 44⁰C. Pre svoju chemickú aktivitu sa používa pri syntézach. Ale kvôli svojej toxicite nemá široké priemyselné využitie.
2. Žltá. Je to slabo čistená forma bieleho fosforu. Je ešte jedovatejšia, nepríjemne zapácha aj po cesnaku. Zapaľuje sa a horí jasným, žiarivým zeleným plameňom. Tieto žlté alebo hnedé kryštály sa vo vode vôbec nerozpúšťajú, pri úplnej oxidácii vydávajú obláčiky bieleho dymu so zložením P₄O₁₀.
3. Červený fosfor a jeho zlúčeniny sú najbežnejšou a najčastejšie používanou modifikáciou tejto látky v priemysle. Pastovitá červená hmota, ktorá pod zvýšeným tlakom môžeprejsť do formy fialových kryštálov, je chemicky neaktívny. Je to polymér, ktorý sa môže rozpúšťať len v určitých kovoch a v ničom inom. Pri teplote 250⁰С sublimuje a mení sa na bielu modifikáciu. Nie je tak toxický ako predchádzajúce formy. Dlhodobé vystavenie organizmu je však toxické. Používa sa pri nanášaní zápalného náteru na zápalkové škatuľky. Vysvetľuje sa to tým, že sa nemôže samovoľne zapáliť, ale pri denotácii a trení exploduje (vznieti sa).
4. Čierna. Podľa externých údajov je veľmi podobný grafitu, je tiež mastný na dotyk. Je to elektrický polovodič. Tmavé kryštály, lesklé, ktoré sa vôbec nerozpúšťajú v žiadnych rozpúšťadlách. Aby sa vznietil, sú potrebné veľmi vysoké teploty a predhriatie.

Zaujímavá je aj nedávno objavená forma fosforu – kovový. Je to vodič a má kubickú kryštálovú mriežku.

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti fosforu závisia od toho, v akej forme sa nachádza. Ako bolo uvedené vyššie, najaktívnejšia žltá a biela modifikácia. Vo všeobecnosti je fosfor schopný interagovať s:

• kovy tvoriace fosfidy a pôsobiace ako oxidačné činidlo;
• nekovy pôsobiace ako redukčné činidlo a vytvárajúce prchavé a neprchavé zlúčeniny rôznych druhov;
• silné oxidačné činidlá, meniace sa na kyselinu fosforečnú;
• s koncentrovanými žieravými zásadami podľa typudisproporcionalita;
• s vodou pri veľmi vysokej teplote;
• s kyslíkom za vzniku rôznych oxidov.

Chemické vlastnosti fosforu sú podobné vlastnostiam dusíka. Koniec koncov, je súčasťou skupiny pniktogénov. Aktivita je však o niekoľko rádov vyššia kvôli rôznym alotropným modifikáciám.

Byť v prírode

Fosfor je ako živina veľmi bohatý. Jeho percento v zemskej kôre je 0,09%. Toto je pomerne veľký ukazovateľ. Kde sa tento atóm nachádza v prírode? Existuje niekoľko hlavných miest na pomenovanie:

• zelená časť rastlín, ich semená a plody;
• živočíšne tkanivá (svaly, kosti, zubná sklovina, mnohé dôležité organické zlúčeniny);
• crust;
• soil;
• horniny a minerály;
• morská voda.

V tomto prípade môžeme hovoriť len o súvisiacich formách, ale nie o jednoduchej látke. Koniec koncov, je mimoriadne aktívny, a to mu neumožňuje byť slobodný. Medzi minerály najbohatšie na fosfor patria:

• angličtina;
• fluorapaptit;
• svanbergite;
• fosforit a iné.

Biologický význam tohto prvku nemožno preceňovať. Koniec koncov, je súčasťou zlúčenín, ako sú:

• proteíny;
• fosfolipidy;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteíny;
• enzýmy.

Teda všetky tie, ktoré sú životne dôležité a z ktorých je vybudovaný celý organizmus. Denná dávka pre priemerného dospelého je asi 2 gramy.

Fosfor a jeho zlúčeniny

Je veľmi aktívny, tento prvok tvorí mnoho rôznych látok. Koniec koncov, tiež tvorí fosfidy a sám pôsobí ako redukčné činidlo. Z tohto dôvodu je ťažké pomenovať prvok, ktorý by bol pri reakcii s ním inertný. Preto sú vzorce zlúčenín fosforu mimoriadne rôznorodé. Existuje niekoľko tried látok, na ktorých tvorbe sa aktívne podieľa.

1. Binárne zlúčeniny - oxidy, fosfidy, prchavé zlúčeniny vodíka, sulfid, nitrid a iné. Napríklad: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{a ďalšie.}
2. Komplexné látky: soli všetkých typov (stredné, kyslé, zásadité, dvojité, komplexné), kyseliny. Príklad: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ a ďalšie.
3. Organické zlúčeniny obsahujúce kyslík: proteíny, fosfolipidy, ATP, DNA, RNA a iné.

Väčšina určených typov látok má veľký priemyselný a biologický význam. Využitie fosforu a jeho zlúčenín je možné ako na lekárske účely, tak aj na výrobu celkom bežných domácich potrieb.

Zlúčeniny s kovmi

Binárne zlúčeniny fosforu s kovmi a menej elektronegatívnymi nekovmi sa nazývajú fosfidy. Ide o látky podobné soliam, ktoré sú extrémne nestabilné pri vystavení rôznym činiteľom. Rýchly rozklad (hydrolýza) spôsobuje dokoncaobyčajná voda.

Pôsobením nekoncentrovaných kyselín sa látka navyše rozkladá na zodpovedajúce produkty. Napríklad, ak hovoríme o hydrolýze fosfidu vápenatého, potom produktmi budú hydroxid kovu a fosfín:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

A podrobením fosfidu rozkladu pôsobením minerálnej kyseliny získame zodpovedajúcu soľ a fosfín:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

Vo všeobecnosti hodnota uvažovaných zlúčenín spočíva práve v tom, že v dôsledku toho vzniká vodíková zlúčenina fosforu, ktorej vlastnosti budú uvažované nižšie.

Prchavé látky na báze fosforu

Sú dve hlavné:

• biely fosfor;
• fosfín.

Prvý sme už spomenuli vyššie a uviedli sme jeho charakteristiky. Povedali, že to bol hustý biely dym, vysoko jedovatý, páchnuci a za normálnych podmienok sa samovznietil.

Ale čo je fosfín? Ide o najbežnejšiu a najznámejšiu prchavú látku, ktorá obsahuje príslušný prvok. Je binárny a druhým účastníkom je vodík. Vzorec vodíkovej zlúčeniny fosforu je pH₃, názov je fosfín.

Vlastnosti tejto látky možno opísať takto.

1. Prchavý bezfarebný plyn.
2. Veľmi jedovatý.
3. Páchne to ako zhnité ryby.
4. Neinteraguje s vodou a veľmi zle sa v nej rozpúšťa. Dobre rozpustný vorganické látky.
5. Za normálnych podmienok veľmi reaktívne.
6. Na vzduchu sa samovznieti.
7. Vyrába sa rozkladom fosfidov kovov.

Ďalší názov je Fosphane. Spájajú sa s ním príbehy z dávnych čias. Je to všetko o „túlavých svetlách“, ktoré ľudia niekedy videli a teraz vidia na cintorínoch a močiaroch. Sem-tam sa objavujúce guľovité alebo sviečkové svetlá vyvolávajúce dojem pohybu boli považované za zlé znamenie a poverčiví ľudia sa ich veľmi báli. Za príčinu tohto javu možno podľa moderných názorov niektorých vedcov považovať samovznietenie fosfínu, ktorý prirodzene vzniká pri rozklade organických zvyškov, rastlinných aj živočíšnych. Plyn vychádza von a pri kontakte so vzdušným kyslíkom sa vznieti. Farba a veľkosť plameňa sa môžu líšiť. Najčastejšie sú to zelené jasné svetlá.

Je zrejmé, že všetky prchavé zlúčeniny fosforu sú jedovaté látky, ktoré možno ľahko odhaliť ostrým nepríjemným zápachom. Toto znamenie pomáha predchádzať otravám a nepríjemným následkom.

Zlúčeniny s nekovmi

Ak sa fosfor správa ako redukčné činidlo, potom by sme mali hovoriť o binárnych zlúčeninách s nekovmi. Najčastejšie sú elektronegatívnejšie. Môžeme teda rozlíšiť niekoľko typov látok tohto druhu:

• zlúčenina fosforu a síry - sulfid fosforečný P₂S₃;
• chlorid fosforečný III, V;
• oxidy a anhydridy;
• bromid a jodid aostatné.

Chémia fosforu a jeho zlúčenín je rôznorodá, takže je ťažké identifikovať tie najdôležitejšie z nich. Ak hovoríme konkrétne o látkach, ktoré vznikajú z fosforu a nekovov, tak najväčší význam majú oxidy a chloridy rôzneho zloženia. Používajú sa pri chemických syntézach ako odvodňovacie činidlá, ako katalyzátory atď.

Jedným z najsilnejších sušiacich činidiel je teda najvyšší oxid fosforečný - P₂O₅. Priťahuje vodu tak silno, že pri priamom kontakte s ňou dochádza k prudkej reakcii so silným hlukovým sprievodom. Samotná látka je biela hmota podobná snehu, ktorá je svojím stavom agregácie bližšie k amorfnej.

Okysličené organické zlúčeniny s fosforom

Je známe, že organická chémia ďaleko prevyšuje anorganickú chémiu, pokiaľ ide o počet zlúčenín. Vysvetľuje to fenomén izomérie a schopnosť atómov uhlíka vytvárať reťazce atómov rôznych štruktúr, ktoré sa navzájom uzatvárajú. Prirodzene, existuje určitý poriadok, teda klasifikácia, ktorej podlieha celá organická chémia. Triedy pripojenia sú rôzne, nás však zaujíma jedna konkrétna, ktorá priamo súvisí s príslušným prvkom. Ide o zlúčeniny obsahujúce kyslík s fosforom. Patria sem:

• koenzýmy - NADP, ATP, FMN, pyridoxal fosfát a iné;
• proteíny;
• nukleové kyseliny, keďže zvyšok kyseliny fosforečnej je súčasťou nukleotidu;
• fosfolipidy a fosfoproteíny;
• enzýmy a katalyzátory.

Typ iónu, v ktoromfosfor sa podieľa na tvorbe molekuly týchto zlúčenín, ďalšia je PO₄^3-, to znamená, že ide o zvyšok kyseliny kyseliny fosforečnej. Je prítomný v niektorých proteínoch ako voľný atóm alebo jednoduchý ión.

Pre normálne fungovanie každého živého organizmu je tento prvok a ním tvorené organické zlúčeniny mimoriadne dôležité a nevyhnutné. Bez molekúl bielkovín nie je možné vybudovať jedinú štrukturálnu časť tela. A DNA a RNA sú hlavnými nosičmi a prenášačmi dedičnej informácie. Vo všeobecnosti musia byť bez problémov prítomné všetky pripojenia.

Využitie fosforu v priemysle

Použitie fosforu a jeho zlúčenín v priemysle možno charakterizovať v niekoľkých bodoch.

1. Používa sa pri výrobe zápaliek, výbušných zmesí, zápalných bômb, niektorých palív, mazív.
2. Ako pohlcovač plynu a pri výrobe žiaroviek.
3. Na ochranu kovov pred koróziou.
4. V poľnohospodárstve ako pôdne hnojivo.
5. Ako zmäkčovač vody.
6. Pri chemických syntézach pri výrobe rôznych látok.

Úloha v živých organizmoch sa redukuje na účasť na tvorbe zubnej skloviny a kostí. Účasť na reakciách ana- a katabolizmu, ako aj udržiavanie pufrovania vnútorného prostredia bunky a biologických tekutín. Je základom pri syntéze DNA, RNA, fosfolipidov.