Fósforo(del griego fósforos - luminífero; lat. Fósforo) P, elemento químico del grupo V del sistema periódico; número atómico 15, masa atómica 30,97376. Tiene un nucleido estable 31 P. La sección transversal efectiva para capturar neutrones térmicos es 18 · 10 -30 m 2. Configuración externa capa de electrones del átomo3 s 2 3pag 3 ; estados de oxidación -3, +3 y +5; energía de ionización secuencial durante la transición de P 0 a P 5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; afinidad electrónica 0,6 eV; electronegatividad de Pauling 2,10; radio atómico 0,134 nm, radios iónicos (los números de coordinación se indican entre paréntesis) 0,186 nm para P 3-, 0,044 nm (6) para P 3+, 0,017 nm (4), 0,029 nm ( 5), 0,038 nm (6) para P5+.
El contenido medio de fósforo en la corteza terrestre es del 0,105% en masa, en las aguas y océanos de 0,07 mg/l. Se conocen alrededor de 200 minerales de fósforo. todos son fosfatos. De estos, el más importante es apatito, cual es la base fosforitas. También son de importancia práctica la monacita CePO 4 , xenotima YPO 4 , ambligonita LiAlPO 4 (F, OH), trifilina Li(Fe, Mn)PO 4 , torbernita Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2·12H 2 O, utunita Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, vivianita Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, piromorfita Pb 5 (PO 4) 3 C1, turquesa CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 ACERCA DE.
Propiedades. Se sabe que St. Hay 10 modificaciones del fósforo, las más importantes de las cuales son el fósforo blanco, rojo y negro (el fósforo blanco técnico se llama fósforo amarillo). No existe un sistema de designación uniforme para las modificaciones del fósforo. En la tabla se comparan algunas propiedades de las modificaciones más importantes. El fósforo negro cristalino (PI) es termodinámicamente estable en condiciones normales. El fósforo blanco y rojo son metaestables, pero debido a su baja tasa de transformación, pueden conservarse durante un tiempo casi ilimitado en condiciones normales.
Compuestos de fósforo con no metales.
El fósforo y el hidrógeno en forma de sustancias simples prácticamente no interactúan. Los derivados hidrógeno del fósforo se obtienen indirectamente, por ejemplo:
Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3
La fosfina PH 3 es un gas incoloro, muy tóxico y con olor a pescado podrido. Se puede considerar una molécula de fosfina como una molécula de amoníaco. Sin embargo, el ángulo entre los enlaces H-P-H es mucho menor que el del amoníaco. Esto significa una disminución en la participación de las nubes S en la formación de enlaces híbridos en el caso de la fosfina. Los enlaces fósforo-hidrógeno son menos fuertes que los enlaces nitrógeno-hidrógeno. Las propiedades donadoras de la fosfina son menos pronunciadas que las del amoníaco. La baja polaridad de la molécula de fosfina y la débil actividad de aceptación de protones conducen a la ausencia de enlaces de hidrógeno no solo en los estados líquido y sólido, sino también con las moléculas de agua en soluciones, así como a la baja estabilidad del ion fosfonio PH 4 +. . La sal de fosfonio más estable en estado sólido es su yoduro PH 4 I. Las sales de fosfonio se descomponen vigorosamente con agua y especialmente con soluciones alcalinas:
PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O
Las sales de fosfina y fosfonio son fuertes agentes reductores. En el aire, la fosfina se quema formando ácido fosfórico:
PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4
Cuando los fosfuros de metales activos se descomponen con ácidos, se forma difosfina P 2 H 4 simultáneamente con fosfina como impureza. La difosfina es un líquido volátil incoloro, similar en estructura molecular a la hidracina, pero la fosfina no presenta propiedades básicas. Se enciende espontáneamente en el aire y se descompone cuando se almacena a la luz o cuando se calienta. Sus productos de degradación contienen fósforo, fosfina y una sustancia amorfa de color amarillo. Este producto se llama fosfuro de hidrógeno sólido y se le asigna la fórmula P 12 H 6.
Con los halógenos, el fósforo forma trihalógenos y pentahaluros. Estos derivados del fósforo son conocidos por todos sus análogos, pero los compuestos de cloro son prácticamente importantes. RG 3 y RG 5 son tóxicos y se obtienen directamente de sustancias simples.
RG 3 - compuestos exotérmicos estables; PF 3 es un gas incoloro, PCl 3 y PBr 3 son líquidos incoloros y PI 3 son cristales rojos. En estado sólido, todos los trihaluros forman cristales con una estructura molecular. RG 3 y RG 5 son compuestos formadores de ácido:
PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3
Se conocen ambos nitruros de fósforo, correspondientes a los estados tri y pentacovalente: PN y P 2 N 5 . En ambos compuestos, el nitrógeno es trivalente. Ambos nitruros son químicamente inertes y resistentes al agua, ácidos y álcalis.
El fósforo fundido disuelve bien el azufre, pero la reacción química se produce a altas temperaturas. De los sulfuros de fósforo, P 4 S 3 , P 4 S 7 y P 4 S 10 son los mejor estudiados. Estos sulfuros pueden recristalizarse en una masa fundida de naftaleno y aislarse en forma de cristales amarillos. Cuando se calientan, los sulfuros se encienden y se queman para formar P 2 O 5 y SO 2 . Con agua, todos se descomponen lentamente con la liberación de sulfuro de hidrógeno y la formación de ácidos oxigenados de fósforo.
Compuestos de fósforo con metales.
Con los metales activos, el fósforo forma fosfuros salinos, que obedecen las reglas de la valencia clásica. Los p-metales, así como los metales del subgrupo del zinc, dan fosfuros tanto normales como ricos en aniones. La mayoría de estos compuestos exhiben propiedades semiconductoras, es decir. el enlace dominante en ellos es covalente. La diferencia entre nitrógeno y fósforo, debida a factores de tamaño y energía, se manifiesta de manera más característica en la interacción de estos elementos con los metales de transición. Para el nitrógeno, al interactuar con este último, lo principal es la formación de nitruros similares a metales. El fósforo también forma fosfuros similares a los metales. Muchos fosfuros, especialmente aquellos con enlaces predominantemente covalentes, son refractarios. Por tanto, el AlP se funde a 2197 grados C y el fosfuro de galio tiene un punto de fusión de 1577 grados C. Los fosfuros de metales alcalinos y alcalinotérreos se descomponen fácilmente con el agua, liberando fosfina. Muchos fosfuros no son sólo semiconductores (AlP, GaP, InP), sino también ferromagnetos, por ejemplo CoP y Fe 3 P.
fosfina(fosfuro de hidrógeno, hidruro de fósforo, según la nomenclatura IUPAC (fosfano PH 3), un gas incoloro, muy tóxico y bastante inestable con un olor específico a pescado podrido.
Gas incoloro. Se disuelve mal en agua y no reacciona con ella. A bajas temperaturas forma un clatrato sólido 8РН 3 ·46Н 2 О Soluble en benceno, éter dietílico y disulfuro de carbono. A -133,8 °C forma cristales con una red cúbica centrada en las caras.
La molécula de fosfina tiene forma de pirámide trigonal con simetría molecular C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). El momento dipolar es de 0,58 D, significativamente menor que el del amoníaco. El enlace de hidrógeno entre las moléculas de PH 3 prácticamente no se observa y, por lo tanto, la fosfina tiene puntos de fusión y ebullición más bajos.
La fosfina es muy diferente de su contraparte amoníaco. Su actividad química es mayor que la del amoníaco; es poco soluble en agua, ya que es una base mucho más débil que el amoníaco. Esto último se explica por el hecho de que los enlaces H-P están débilmente polarizados y la actividad del par de electrones solitarios en el fósforo (3s 2) es menor que la del nitrógeno (2s 2) en el amoníaco.
En ausencia de oxígeno, cuando se calienta, se descompone en elementos:
Se inflama espontáneamente en el aire (en presencia de vapores de difosfina o a temperaturas superiores a 100 °C):
Muestra fuertes propiedades restauradoras.
El fósforo es un componente importante de la naturaleza viva e inanimada. Se encuentra en las profundidades de la Tierra, en el agua y en nuestros cuerpos, y el académico Fersman incluso lo apodó “el elemento de la vida y del pensamiento”. A pesar de su utilidad, el fósforo blanco puede ser extremadamente peligroso y venenoso. Hablemos con más detalle de sus características.
Abrir un elemento
La historia del descubrimiento del fósforo comenzó con la alquimia. Desde el siglo XV, los científicos europeos ansiaban encontrar la piedra filosofal o el "gran elixir" con el que convertir cualquier metal en oro.
En el siglo XVII, el alquimista Hennig Brand decidió que el camino hacia el “reactivo mágico” pasaba por la orina. Es amarillo, lo que significa que contiene oro o está relacionado de alguna manera con él. El científico recopiló cuidadosamente el material, lo defendió y luego lo destiló. En lugar de oro, recibió una sustancia blanca que brillaba en la oscuridad y ardía bien.
Brand calificó el descubrimiento como "fuego frío". Posteriormente, al alquimista irlandés Robert Boyle y al alemán Andreas Maggraf se les ocurrió la idea de obtener fósforo de forma similar. Este último también añadía a la orina carbón, arena y el mineral fosgenita. Posteriormente, la sustancia recibió el nombre de fósforo mirabilis, que se traduce como "portador milagroso de luz".
elemento luminoso
El descubrimiento del fósforo causó sensación entre los alquimistas. Algunos intentaron de vez en cuando comprarle a Brand el secreto para obtener la sustancia, otros intentaron llegar allí por su cuenta. En el siglo XVIII se demostró que el elemento se encontraba en los restos óseos de los organismos y pronto se abrieron varias fábricas para su producción.
El físico francés Lavoisier demostró que el fósforo es una sustancia simple. En la tabla periódica es el número 15. Junto con el nitrógeno, el antimonio, el arsénico y el bismuto, pertenece al grupo de las pnictidas y se caracteriza por ser un no metal.
El elemento es bastante común en la naturaleza. En términos porcentuales, ocupa el puesto 13 en masa de la corteza terrestre. El fósforo interactúa activamente con el oxígeno y no se encuentra en forma libre. Existe en numerosos minerales (más de 190), como fosforitas, apatitas, etc.
fósforo blanco
El fósforo existe en varias formas o alótropos. Se diferencian entre sí en densidad, color y propiedades químicas. Suele haber cuatro formas principales: fósforo blanco, negro, rojo y metálico. Otras modificaciones son sólo una mezcla de las anteriores.
El fósforo blanco es muy inestable. En condiciones normales de luz, rápidamente se vuelve rojo, pero la alta presión lo vuelve negro. Sus átomos están dispuestos en forma de tetraedro. Tiene una red molecular cristalina, con la fórmula molecular P4.
También destaco el fósforo amarillo. Esta no es otra modificación de la sustancia, sino el nombre de fósforo blanco sin refinar. Puede tener un tinte marrón claro u oscuro y se caracteriza por una fuerte toxicidad.
Propiedades del fósforo blanco
La consistencia y apariencia de la sustancia se asemeja a la cera. Tiene olor a ajo y es grasoso al tacto. El fósforo es blando (se puede cortar con un cuchillo sin mucho esfuerzo) y es deformable. Después de la limpieza se vuelve incoloro. Sus cristales transparentes brillan iridiscentemente al sol y parecen diamantes.
Se derrite a 44 grados. La actividad de la sustancia se manifiesta incluso a temperatura ambiente. La principal característica del fósforo es su capacidad de quimioluminiscencia o brillo. Al oxidarse en el aire, emite una luz blanca verdosa y, con el tiempo, se enciende espontáneamente.
La sustancia es prácticamente insoluble en agua, pero puede arder en ella con un contacto prolongado con el oxígeno. Se disuelve bien en disolventes orgánicos, como disulfuro de carbono, parafina líquida y benceno.
Aplicación de fósforo
El hombre ha “domesticado” el fósforo con fines tanto pacíficos como militares. La sustancia se utiliza para producir ácido fosfórico, que se utiliza como fertilizante. Anteriormente, se usaba ampliamente para teñir lana y hacer emulsiones fotosensibles.
El fósforo blanco no se utiliza mucho. Su principal valor es la inflamabilidad. Por tanto, la sustancia se utiliza como munición incendiaria. Este tipo de arma fue relevante durante las dos Guerras Mundiales. Se utilizó en la guerra de Gaza en 2009, así como en Irak en 2016.
El fósforo rojo se utiliza más ampliamente. Se utiliza para fabricar combustible, lubricantes, explosivos y cabezas de cerillas. En la industria se utilizan varios compuestos de fósforo en ablandadores de agua y se añaden a agentes de pasivación para proteger el metal de la corrosión.
Contenido en el cuerpo y efecto en los humanos.
El fósforo es uno de los elementos vitales para nosotros. En forma de compuestos con calcio, está presente en los dientes y el esqueleto, aportando dureza y fuerza a los huesos. El elemento está presente en compuestos de ATP y ADN. Es esencial para el funcionamiento del cerebro. Al estar en las células nerviosas, favorece la transmisión de los impulsos nerviosos.
El fósforo se encuentra en el tejido muscular. Participa en el proceso de conversión de energía de proteínas, grasas y carbohidratos que ingresan al cuerpo. El elemento mantiene el equilibrio ácido-base en las células y se produce su división. Promueve el metabolismo y es esencial durante el crecimiento y la recuperación del cuerpo.
Sin embargo, el fósforo puede ser peligroso. El fósforo blanco en sí es muy tóxico. Las dosis superiores a 50 miligramos son mortales. La intoxicación por fósforo se acompaña de vómitos, dolor de cabeza y dolor de estómago. El contacto de la sustancia con la piel provoca quemaduras que curan muy lenta y dolorosamente.
El exceso de fósforo en el cuerpo provoca huesos frágiles, enfermedades cardiovasculares, hemorragias y anemia. El hígado y el sistema digestivo también sufren una sobresaturación de fósforo.
El contenido del artículo.
FÓSFORO(Fósforo) – elemento químico 15(Va) del grupo de la tabla periódica, número atómico 15, masa atómica 30,974. Hay 23 isótopos conocidos del fósforo 24 P – 46 P, entre ellos hay uno estable el 31 P y es el único que se encuentra en la naturaleza. La vida media del isótopo 30 P es de 2,55 minutos; Se trata del primer isótopo radiactivo, producido artificialmente en 1934 por Frédéric e Irène Joliot-Curie.
Es posible que el fósforo en su forma elemental se obtuviera ya en el siglo XII. El alquimista árabe Alchid Behil destilaba orina con arcilla y cal, como lo demuestra un antiguo manuscrito alquímico almacenado en la Biblioteca de París. Sin embargo, el descubrimiento de fósforo suele atribuirse al comerciante en quiebra de Hamburgo, Hennig Brand. El empresario practicó la alquimia para obtener la piedra filosofal y el elixir de la juventud, con cuya ayuda podría mejorar fácilmente su situación financiera. Después de evaporar entre 50 y 60 cubos de orina (la sacó del cuartel de los soldados) durante dos semanas y luego calcinar fuertemente el residuo seco con carbón y arena en una retorta, Brand logró en 1669 condensar los vapores liberados bajo agua y obtener una pequeña cantidad de una sustancia amarilla. Brillaba en la oscuridad y por eso Brand lo llamó “fuego frío” (kaltes Feuer). Los contemporáneos de Brand llamaron a esta sustancia fósforo debido a su capacidad de brillar en la oscuridad (griego antiguo: jwsjoroV). En general, desde la antigüedad, “fósforos” era el nombre que se daba a todas las sustancias capaces de emitir luz en la oscuridad. Por lo tanto, el "fósforo boloñés" es ampliamente conocido: el sulfuro de bario.
En 1682, Brand publicó los resultados de su investigación y ahora se le considera con razón el descubridor del elemento número 15. El fósforo fue el primer elemento cuyo descubrimiento se documentó y se conoce a su descubridor.
Hubo un enorme interés en la nueva sustancia y Brand lo aprovechó: demostró el fósforo sólo por dinero o intercambió pequeñas cantidades por oro. A pesar de numerosos esfuerzos, el comerciante de Hamburgo no pudo realizar su preciado sueño: obtener oro del plomo mediante "fuego frío", por lo que pronto vendió la receta para obtener una nueva sustancia a un tal Kraft de Dresde por doscientos táleros. El nuevo propietario logró amasar una fortuna mucho mayor con el fósforo: con "fuego frío" viajó por toda Europa y se lo demostró a científicos, personas de alto rango e incluso a la realeza, por ejemplo, Robert Boyle, Gottfried Leibniz, Carlos II. Aunque el método de preparación del fósforo se mantuvo en la más estricta confidencialidad, en 1682 Robert Boyle logró obtenerlo, pero también informó de su método sólo en una reunión a puerta cerrada de la Royal Society de Londres. El método de Boyle se hizo público tras su muerte, en 1692.
Durante mucho tiempo, el fósforo no se consideró una sustancia simple, y solo en la década de 1770 el químico francés Antoine Laurent Lavoisier, en sus obras dedicadas al estudio de la composición del aire, logró establecer firmemente que el fósforo es una sustancia elemental. .
Fósforo en la naturaleza y su extracción industrial.
El contenido de fósforo en la corteza terrestre se estima en 8,10 –2% en masa. El fósforo es el undécimo elemento más abundante en la Tierra y es uno de los veinte elementos más abundantes del sistema solar. El elemento número 15 se encuentra en muchos tipos de meteoritos (pedregosos y pétreos) y en la Luna. Por ejemplo, en los meteoritos de hierro el contenido de fósforo oscila entre el 0,02 y el 0,94% (en peso), y en varias muestras de suelo lunar es entre el 0,05 y el 0,32% (en peso). A pesar de que los geólogos clasifican el fósforo como oligoelemento (en las rocas de la mayor parte de la corteza terrestre su contenido es solo del 0,1%), es un elemento formador de rocas, ya que algunas rocas están compuestas casi en su totalidad por minerales de fosfato. En estado libre, el fósforo no se encuentra en la Tierra y existe en la litosfera casi en el mayor grado de oxidación, en forma del ion ortofosfato PO 4 3–. Se conocen más de doscientos minerales que contienen fósforo en cantidades significativas (más del 1%). Los depósitos de fosfato generalmente se clasifican en tres grupos: depósitos de apatita, depósitos sedimentarios de fosforita y depósitos de guano.
apatía- un tipo de fosforita, pueden ser tanto de origen magmático como marino (sedimentario). Este nombre fue dado a un grupo de minerales hace unos doscientos años, y traducido del griego significa “engañoso” (ap át án), que originalmente era el nombre del mineral, que a menudo se confundía con aguamarina, amatista u olivino. Los minerales de apatita están representados por fluorapatita Ca 5 (PO 4) 3 F (industrialmente la más importante), hidroxiapatita Ca 5 (PO 4) 3 (OH) y clorapatita Ca 5 (PO 4) 3 Cl, francolita (un tipo de carbonato de apatita ) (Ca,H 2 O) 10 (F,OH) 2 (PO 4 ,CO 3) 6 , wilkeita Ca 10 (OH) 2 (PO 4 ,SiO 4 ,SO 4) 6 , piromorfita Pb 10 Cl 2 (PO 4 ,AsO 4) 6 y muchos otros. Los mayores depósitos de apatita ígnea se encuentran en Rusia, Sudáfrica (complejo alcalino de Palabora), Uganda y Brasil. El depósito de apatita magmática más grande del mundo, el macizo de sienitas nefelinas de Khibiny, se encuentra en la península de Kola, cerca de Kirovsk. Fue descubierto en 1926 por un grupo de científicos dirigido por el académico A.E. Fersman.
La mayor parte de las reservas de fósforo del mundo provienen de marítimo(sedimentario)fosforitas y productos de su meteorización. Se cree que son de origen oceánico. En las regiones costeras del cinturón de los vientos alisios, la deposición de fosfatos se ha producido durante un largo período debido a diversos procesos orgánicos e inorgánicos. La concentración de fosforitas en el depósito aumentó como consecuencia de la lenta acumulación de fosfatos del medio ambiente. Los mayores depósitos de fosforitas sedimentarias pertenecen a Marruecos (70% de las reservas mundiales de fosfato) y al Sahara Occidental, Estados Unidos, China, Túnez y Kazajstán.
El guano es un depósito natural formado por la descomposición de huesos y excrementos de aves marinas (cormoranes, alcatraces y pelícanos); los depósitos de guano alcanzan en ocasiones los cien millones de toneladas. El guano se conoce desde tiempos inmemoriales, remontándose al año 200 a.C. Los antiguos cartagineses utilizaban excrementos de pájaros como fertilizante. A finales del siglo XIX - principios del XX. Se descubrieron las “Islas de los Pájaros” del Perú, llamadas así por la gran cantidad (unos 20 millones) de aves marinas que viven allí. En aquel momento, el gobierno peruano ganaba mucho dinero atrayendo un gran número de turistas a las Islas de los Pájaros y vendiendo enormes cantidades de guano como fertilizante. En los últimos cuarenta años, debido a las actividades de los pescadores peruanos, las poblaciones de aves productoras de guanero han disminuido drásticamente (4 veces), por lo que algunas de las "Islas de los Pájaros" peruanas ahora están completamente vacías. Los mayores depósitos de guano se encuentran a lo largo de las costas de África, América del Sur, California y las Seychelles. El guano altamente descompuesto se compone principalmente de monetita CaHPO 4 y whitlockita b -Ca 3 (PO 4) 2 .
La producción mundial (2002) de fosfatos es de 135 millones de toneladas al año. El mayor productor mundial de fosfatos es Estados Unidos (26% de la producción mundial). Se están llevando a cabo desarrollos en Florida (Formación Bone Valley), Carolina del Norte, Idaho y Utah. El Reino de Marruecos (junto con el Sáhara Occidental) es el segundo productor de roca fosfórica (17,3%) y el mayor exportador. Las fosforitas se extraen en tres zonas: Kuribga, Youssufiya y Ben Guerir. El depósito principal (Khouribga) se encuentra a 120 km al sur de Casablanca. Las reservas totales de fosforitas en Marruecos son de 64 mil millones de toneladas, de las cuales se han explorado 10 mil millones de toneladas (el 60% de las reservas probadas del mundo). China ocupa el tercer lugar en términos de producción (16,7%), Rusia ocupa el cuarto lugar (10,5%). La principal fuente de materias primas de fósforo en Rusia son los minerales de apatita-nefelina de la península de Kola. Durante los más de setenta años transcurridos desde el descubrimiento del depósito, se han producido más de 570 millones de toneladas de concentrado de apatita. Actualmente en el macizo de Khibiny se han explorado 10 yacimientos, cuyas reservas totales ascienden a 3,6 mil millones de toneladas, y en general en la península de Kola, las reservas de mineral ascienden a alrededor de 20 millones de toneladas. Teniendo en cuenta que en el último período se han extraído menos de mil quinientos millones de toneladas, las reservas de apatita de Rusia deberían durar muchos años más.
Normalmente, un depósito que produce al menos 6.000 toneladas de roca fosfórica por hectárea se considera industrial. En las minas a cielo abierto, la extracción de fosfato se realiza mediante excavadoras raspadoras. Primero se retiran la arena y la roca estéril y luego se extrae el mineral de fosfato. Desde las canteras hasta las plantas de procesamiento, el mineral puede transportarse (a distancias de varios kilómetros) a través de tuberías de acero en forma de una suspensión acuosa.
En el agua de mar, todo el fósforo inorgánico se encuentra únicamente en forma de anión ortofosfato. La concentración media de fósforo en el agua de mar es muy baja y asciende a 0,07 mg P/litro. El contenido de fósforo es elevado en la región de las Islas Andamán (alrededor de 12 µmol/l). La cantidad total oceánica de fósforo se estima en 9,8 · 10 · 10 toneladas.
El fósforo está completamente ausente en la atmósfera terrestre.
Propiedades de sustancias simples y producción industrial de fósforo.
La cuestión de la alotropía del fósforo es compleja y no está completamente resuelta. Por lo general, hay tres modificaciones de una sustancia simple: blanca, roja y negra. A veces también se les llama modificaciones alotrópicas principales, lo que implica que todas las demás son una variedad de estas tres. El fósforo amorfo viene en una variedad de colores y matices, desde el rojo brillante hasta el violeta y el marrón.
fósforo blanco(fósforo amarillo, tetrafósforo) P 4, la forma más activa, volátil, ampliamente estudiada y, al mismo tiempo, metaestable de una sustancia simple. En su forma pura, es una sustancia vítrea incolora que refracta fuertemente la luz. El fósforo blanco tiene un olor específico a ajo, es grasoso al tacto, suave y fácil de cortar con un cuchillo. El producto industrial puede variar desde el amarillo pajizo hasta el rojo pardusco y el marrón. Como impureza notable contiene fósforo rojo, arsénico, trazas de hidrocarburos y resinas. El punto de fusión de la sustancia pura es 44,1° C, el punto de ebullición es 280° C (desc.), la densidad es 1823 kg/m 3 (293 K). El fósforo blanco es prácticamente insoluble en agua, pero soluble a temperatura ambiente en disolventes orgánicos no polares: benceno (3,7 g por 100 g de C 6 H 6), tetracloruro de carbono (1,27 g por 100 g de CCl 4), éter dietílico (1. 39 g por 100 g de Et2O). Buenos disolventes son el amoníaco líquido y el dióxido de azufre, y el mejor disulfuro de carbono, en 100 g de los cuales se disuelven más de 1000 g de fósforo blanco.
Hay dos polimorfos de fósforo blanco. La forma alfa es estable a temperaturas ordinarias; tiene una red cúbica con una celda unitaria muy grande que contiene 56 moléculas de P 4.
El tetrafósforo es químicamente muy activo y se encuentra en un estado finamente disperso.
P4 + 5O2 = P4O10.
El fósforo blanco se almacena, corta y derrite bajo una capa de agua, lo que es bastante seguro.
El fósforo se enciende en una atmósfera de cloro para formar una mezcla de cloruros:
P 4 + 6Cl 2 = 4PCl 3
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Al reaccionar con bromo y yodo, produce trihaluros; en flúor se quema para formar pentafluoruro. Cuando se calienta con soluciones alcalinas, el fósforo blanco se desproporciona para formar fosfina (con una mezcla de hidrógeno) y una sal de ácido fosfínico (fosfórico):
2P 4 + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2
El fósforo blanco es un agente reductor bastante fuerte: desplaza el cobre, el plomo, el mercurio y la plata de las soluciones de sus sales:
P4 + 10CuSO4 + 16H2O = 4H3PO4 + 10Cu + 10H2SO4.
Por eso, en caso de intoxicación por fósforo blanco, se recomienda beber una solución muy diluida de sulfato de cobre.
Cuando se calienta ligeramente, el fósforo se oxida con azufre y cloruro de tionilo, y su interacción con KClO 3, KMnO 4, KIO 3 sólidos puede volverse explosiva.
En la oscuridad, se puede observar un frío resplandor verdoso del fósforo blanco, debido a la reacción en cadena ramificada de oxidación del vapor de fósforo. Basándose en los resultados del estudio de este proceso, el físico-químico soviético N.N Semenov creó la teoría de las reacciones en cadena ramificada en la década de 1920. Semenov introdujo los conceptos de límites de inflamabilidad superior e inferior y la región limitada por ellos: la península de ignición, más allá de la cual no se ramifica la reacción de oxidación del vapor de fósforo.
El fósforo blanco es extremadamente venenoso; una dosis de 0,05 a 0,1 g es letal para los humanos. Puede acumularse en el cuerpo y provocar necrosis del tejido óseo (especialmente de la mandíbula).
fósforo negro– termodinámicamente la forma más estable y químicamente menos activa del elemento. Fue obtenido por primera vez en 1914 en forma de una modificación cristalina de alta densidad (2690 kg/m 3) por el físico estadounidense Percy William Bridgman a partir de fósforo blanco a una presión de 2 10 9 Pa (20 mil atmósferas) y una temperatura de 200 ° C. Se trata de una sustancia polimérica de color negro, insoluble en cualquiera de los disolventes. A diferencia del fósforo blanco, el fósforo negro es casi imposible de encender. En algunas de sus características se parece al grafito, por ejemplo, es conductor. Existe evidencia de la existencia de tres modificaciones cristalinas del fósforo negro. Además, se ha descrito fósforo negro amorfo. A una temperatura de 220-230° C y una presión de 13.000 atmósferas, el fósforo blanco se transforma casi instantáneamente en una forma cristalina negra. En condiciones más suaves se forma una sustancia amorfa.
fósforo rojo- una forma insuficientemente estudiada de una sustancia simple. Hay informes de su existencia en forma cristalina, pero la estructura no se ha establecido completamente, pero sí se ha comprobado su estructura polimérica. El fósforo rojo amorfo fue descubierto en 1847 en Suecia por el profesor de química Anton Ritter von Cristelli Schrötter: calentó fósforo blanco en una ampolla sellada en una atmósfera de monóxido de carbono (II) a 500 ° C. La preparación comercial habitual está muy dispersa y es de color púrpura. color. Los valores de densidad del fósforo rojo, según el método de producción, oscilan entre 2000 y 2400 kg/m3. En términos de reactividad, el fósforo amorfo es significativamente inferior al blanco: se enciende a temperaturas más altas, no brilla en la oscuridad y no interactúa con soluciones alcalinas. El fósforo rojo no es volátil y no se disuelve en ningún disolvente, sólo en plomo y bismuto fundidos. A diferencia del blanco, no es tóxico; en el aire húmedo se oxida gradualmente formando una mezcla de ácidos fosfóricos. La lenta oxidación del fósforo rojo explica su aparente higroscopicidad.
Al cristalizar fósforo a partir de plomo fundido en 1865, el físico alemán Johann Wilhelm Hittorf obtuvo cristales de fósforo violeta (fósforo de Hittorf). Su estructura ya ha sido establecida con precisión. Basándose en datos indirectos, se supone que el fósforo de Hittorf es una modificación cristalina gruesa del fósforo rojo.
Como resultado del calentamiento de cualquier modificación de fósforo a presión atmosférica, se obtiene un vapor formado por moléculas tetraédricas de P 4. A temperaturas superiores a 800°C, la disociación notable del tetrafósforo comienza con la formación de moléculas de P 2. El grado de descomposición adicional con formación de vapor atómico, incluso a temperaturas del orden de 2000 ° C, no supera varios porcentajes. Cuando el vapor de fósforo se condensa o su masa fundida se solidifica, siempre se forma una modificación blanca metaestable.
Durante cien años desde el descubrimiento de Brand, la única fuente de fósforo elemental fue la orina. En 1743, Margraf mejoró el método de extracción del elemento de la orina, proponiendo agregar potasa al residuo seco después de la destilación. El alquimista de Hamburgo y otros investigadores pudieron obtener fósforo porque el residuo seco contiene hasta un 10% de fosfato de sodio, que puede reducirse con carbón a temperaturas de 800 a 1000 °C. A finales del siglo XVIII. los huesos reemplazaron a la orina. En 1769, Yuhan Gan demostró que los huesos contienen grandes cantidades de fósforo. En 1771, Karl Scheele desarrolló un método para producir fósforo a partir de cenizas de huesos tratándolas con ácido sulfúrico y reduciendo los fosfatos ácidos resultantes con carbón cuando se calientan. En 1829, Friedrich Wöhler obtuvo fósforo blanco calentando harina de huesos con una mezcla de sílice, arcilla y carbón. La reacción que se produce constituye la base de la producción industrial moderna de fósforo. En aquella época, el método de Wöhler no se utilizaba mucho, ya que el proceso se realizaba a una temperatura elevada, que entonces era inaccesible en la industria, por lo que durante mucho tiempo el fósforo se obtenía mediante el método Scheele. La primera planta de producción de fósforo se construyó en Alemania en 1834. En Rusia, la producción de fósforo fue organizada por el joven empresario Evgraf Tupitsin en diciembre de 1871. La planta se construyó en el río Danilikha en Perm y constaba de doce edificios. El fósforo se obtenía de los huesos y era mucho más barato que el extranjero. La mayor parte del fósforo consumido en Rusia en ese momento se producía en la planta de Tupitsin, aunque había muchas pequeñas fábricas de fósforo: en Vologda, Kaluga, Borovichi y otras ciudades. El ingeniero inglés James Redman logró un éxito significativo en el proceso de producción de fósforo, quien patentó un proceso para producir fósforo blanco en hornos eléctricos. A pesar de muchas dificultades tecnológicas, la producción industrial de fósforo mediante el método Redman comenzó en Inglaterra y Francia en 1891. Antes de la introducción del método electrotérmico en Europa, el Imperio Ruso ocupaba el tercer lugar en el mundo en producción de fósforo, pero luego pasó de ser un gran exportador a un importador, ya que el fósforo inglés era más barato que el fósforo nacional obtenido de los huesos.
Ahora el método electrotérmico es el principal en la producción de fósforo. El componente químico del proceso se basa en la reacción de Wöhler, la materia prima es fosfato cálcico (concentrado de fosforita). Se calienta en una mezcla con arena de cuarzo y coque en un horno eléctrico a una temperatura de aproximadamente 1300 ° C. Primero, el dióxido de silicio desplaza el anhídrido de fósforo del fosfato, que luego se reduce con carbono a fósforo elemental. El proceso se puede describir mediante dos ecuaciones de reacción:
2Ca3 (PO4)2 + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4O10
P4O10 + 10C = 10CO + P4.
O en total:
2Ca3 (PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + 10CO + P4.
Compuestos de fósforo. Con cierto grado de convención, podemos decir que en sus numerosos compuestos, el fósforo puede encontrarse en los siguientes estados de oxidación: –3, –1 y de 0 a +5. Si asumimos que en la fosfina (PH 3) el fósforo se encuentra en el estado de oxidación más bajo –3, entonces todos los estados de oxidación impares se obtienen debido a la adición secuencial de átomos de oxígeno al fósforo, cada uno de los cuales extrae dos electrones. Además, la posibilidad de formación de enlaces P-P en algunas sustancias conduce a la aparición de estados de oxidación +2 y +4.
P–3: fosfina PH 3, trietilfosfina P(C 2 H 5) 3;
P –1: óxido de trietilfosfina PO(C 2 H 5) 3 y dimetilclorofosfina P(CH 3) 2 Cl;
P 0: sustancia simple;
P+1: ácidos fosfínico y dietilfosfínico:
P+2: ácido hipodifosforoso y sus derivados:
P +3: ácidos fosfónicos, alquilfosfónicos y sus derivados:
P+4: ácido hipofosfórico y sus derivados:
P+5: ácidos fosfóricos y sus derivados:
Los compuestos inorgánicos de fósforo más importantes:
fosfina PH 3 (fosfuro de hidrógeno), un gas incoloro con olor característico a ajo. La fosfina pura se enciende en el aire solo a 150 ° C, pero generalmente contiene trazas de difosfina más activa (P 2 H 4) como impureza y, por lo tanto, se enciende espontáneamente en el aire a temperatura ambiente. La oxidación de la fosfina produce ácido fosfórico:
PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4.
El hidrógeno fósforo se disuelve en agua para formar una solución neutra. La fosfina presenta propiedades básicas débiles. Protonado (añade un protón) (para formar el ion PH 4+) sólo con los ácidos más fuertes:
PH 3 + HI = PH 4 I.
Las sales de fosfonio resultantes son térmicamente inestables y se descomponen con agua.
La fosfina se puede obtener disolviendo fósforo blanco en álcali, mediante la acción de soluciones de ácidos minerales sobre fosfuros metálicos o mediante descomposición térmica del ácido fosfónico:
Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (solución) = 2PH 3 + 3MgSO 4
4H3PO3 = PH3 + H3PO4.
Los fuegos fatuos que a veces aparecen en los pantanos son consecuencia de la combustión espontánea de fosfina, formada debido a la reducción bioquímica de los ésteres de fósforo orgánico.
fosfina utilizado en la síntesis de compuestos organofosforados y fósforo de alta pureza.
El hidrógeno fósforo es un gas extremadamente venenoso. Se observa un resultado letal después de media hora en una atmósfera con una concentración de 0,05 mg/l de PH 3.
Ácido fosfínico (hipofosforo obsoleto) H 3 PO 2 , cristales incoloros, delicuescentes en el aire y muy solubles en agua, punto de fusión 26,5° C. Industrialmente, se obtiene hirviendo fósforo blanco con una suspensión acuosa de Ca(OH) 2 o Ba(OH) 2 . El hipofosfito de calcio resultante se trata con sulfato de sodio o solución de ácido sulfúrico para obtener hipofosfito de sodio o ácido libre, que son productos comerciales.
El ácido fosfínico forma únicamente sales monosustituidas (a excepción de K 2 HPO 2). La presencia de equilibrio ha sido probada espectroscópicamente:
Cuando se calienta, el ácido hipofosforoso se descompone para formar una mezcla compleja de productos.
El ácido y sus sales se utilizan ampliamente como agentes reductores (por ejemplo, en niquelado), antioxidantes para resinas alquídicas y estabilizadores en muchas reacciones de polimerización.
Óxido de fósforo (III) (anhídrido de fósforo) P4O6. Sustancia incolora, cristalina, muy tóxica y de olor desagradable. Punto de fusión 23,8° C. Su estructura se puede imaginar fácilmente basándose en la estructura del fósforo blanco:
Se obtiene por oxidación incompleta del fósforo elemental y luego se purifica de impurezas mediante recristalización en disulfuro de carbono.
P 4 O 6 se descompone cuando se calienta, forma ácido fosfónico con agua, reacciona violentamente con halógenos, agrega azufre fácilmente:
P4O6 + 6H2O = 4H3PO3
3P 4 O 6 + 12Br 2 = 8POBr 3 + P 4 O 10
P 4 O 6 + 4S = P 4 O 6 S 4 .
ácido fosfónico El H 3 PO 3 es una sustancia cristalina incolora, muy higroscópica, con un punto de fusión de 74° C. Es muy soluble en agua y se obtiene haciendo reaccionar tricloruro de fósforo con agua o ácido oxálico anhidro:
PCl 3 + 3H 2 C 2 O 4 = H 3 PO 3 + 3CO 2 + 3CO + 3HCl.
El fosfónico (más a menudo llamado fósforo) es dibásico, ya que un átomo de hidrógeno está unido al fósforo, aunque hay evidencia de la existencia de un equilibrio que está fuertemente desplazado hacia la derecha:
P(OH)3« H2PO3H.
No existen fosfitos metálicos trisustituidos, pero se han obtenido ésteres orgánicos trisustituidos: P(OC 2 H 5) 3.
Cuando se calienta una solución ácida, se forman hidrógeno y ácido fosfórico.
El ácido fosfónico y sus sales encuentran un uso limitado como agentes reductores.
Tricloruro de fósforo PCl 3 es un líquido con un olor acre desagradable que desprende vapores en el aire. Pe 75,3° C, pf –40,5° C. En la industria se obtiene haciendo pasar cloro seco a través de una suspensión de fósforo rojo en PCl 3. Es muy soluble en muchos disolventes orgánicos y se hidroliza casi por completo en agua:
PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.
Encuentra una amplia aplicación en síntesis orgánica.
Pentacloruro de fósforo PCl 5 es una sustancia cristalina de color amarillo claro con un tinte verdoso y de olor desagradable. Los cristales tienen una estructura iónica. Temperatura 159° C. Se obtiene haciendo reaccionar PCl 3 con cloro o S 2 Cl 2:
PCl3 + Cl2 = PCl5
3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3.
Se hidroliza con agua a trioxicloruro:
PCl5 + H2O = POCl3 + 2HCl
Se utiliza mucho en la preparación de otros compuestos de fósforo y en síntesis orgánica.
Óxido de fósforo (V) (anhídrido fosfórico) P2O5. Se conocen varias modificaciones polimórficas del pentóxido de fósforo, la más importante de las cuales es la llamada forma H, y es esta forma la que se produce industrialmente quemando fósforo en exceso de aire seco. La forma H es un polvo blanco cristalino, extremadamente higroscópico, que se sublima a 359 ° C. Al absorber la humedad del aire, se convierte en una mezcla compleja de ácidos metafosfóricos, pero al interactuar con el exceso de agua tibia se convierte en ácido fosfórico:
P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.
Un fragmento de su estructura “similar a un diamante” se puede obtener fácilmente a partir de la del P4O6:
El anhídrido fosfórico es el agente secante más potente que se conoce. Debido a esto, es ampliamente utilizado en la práctica de laboratorio. Deshidrata ácidos sulfúrico, nítrico, perclórico y otros concentrados, así como numerosos compuestos orgánicos:
4HNO3 + P4O10 = 2N2O5 + 4HPO3
2H 2 SO 4 + P 4 O 10 = 2SO 3 + 4HPO 3.
En la práctica, la capacidad deshidratante del P 4 O 10 se complica por la formación de una densa película de ácidos fosfóricos en su superficie. Esto se puede evitar parcialmente utilizando una mezcla de anhídrido fosfórico y lana de vidrio.
Óxido de fósforo (V)– Agente condensante y deshidratante en síntesis orgánica e inorgánica. Catalizador (soportado sobre kieselguhr) para la polimerización de isobutileno.
Ácido ortofosfórico, a menudo llamado simplemente fósforo, H3PO4. Cristales incoloros que se difunden en el aire. Punto de fusión 38,5° C. El ácido fosfórico fue descrito por primera vez en 1680 por Robert Boyle, quien estableció que una solución acuosa de productos de combustión de fósforo tiene propiedades ácidas. En la industria, el ácido fosfórico se produce de dos maneras: disolviendo anhídrido fosfórico en agua (proceso "seco") y tratando el concentrado de apatita con 85-90% de ácido sulfúrico (proceso "húmedo"):
Ca 10 (PO 4) 6 F 2 + 10H 2 SO 4 + 20H 2 O = 6H 3 PO 4 + 2HF + 10CaSO 4 2H 2 O.
El segundo método es más económico y la mayor parte del ácido (para la producción de fertilizantes) se produce de esta manera, pero con el primer método se obtiene H 3 PO 4 puro.
El ácido fosfórico es tribásico, sin embargo, la constante de disociación para el tercer paso es muy pequeña (K 3 = 4,4 · 10 –13), por lo que se titula en solución acuosa ( cm. TITULACIÓN) sólo a hidrogenofosfato, es decir como dibásico. Forma fosfatos inorgánicos uno, dos y tres sustituidos.
El ácido fosfórico se utiliza ampliamente en metalurgia para limpiar, grabar y electropulir superficies metálicas. El ácido diluido se utiliza como “convertidor de óxido”, ya que forma una película insoluble de fosfato de ácido férrico en la superficie del hierro y el acero, protegiendo el metal de la corrosión. También se utiliza como aglutinante en muchos materiales de construcción. El ácido alimentario se utiliza en la fabricación de refrescos y muchos otros productos alimenticios.
Los fosfatos de amonio hacen que la madera sea resistente al fuego. Los fosfatos de calcio y sodio se utilizan ampliamente en la industria alimentaria (agentes leudantes de masa, estabilizantes de productos lácteos) y son componentes de pastas dentales y productos de limpieza. Además, una de las aplicaciones más importantes de los fosfatos de metales alcalinos es la preparación de sistemas tampón, el más famoso de los cuales es una mezcla de KH 2 PO 4 y Na 2 HPO 4.
Bioquímica del fósforo y su importancia en la nutrición humana.
La vida no puede existir sin fósforo; este elemento es necesario tanto para las partículas submicroscópicas (los virus) como para los sistemas vivos altamente organizados (los animales y los humanos).
El fósforo es el sexto elemento más abundante en el cuerpo humano después del oxígeno, el hidrógeno, el carbono, el nitrógeno y el calcio. La cantidad de fósforo es del 1 al 1,5% del peso corporal.
Hay varias funciones importantes que desempeñan los compuestos de fósforo en el cuerpo humano:
Crecimiento y mantenimiento de la integridad ósea y dental.. Los huesos contienen aproximadamente el 85% del fósforo total (como hidroxiapatita) del cuerpo.
Participación en reacciones catabólicas y anabólicas.. Particularmente importantes son las coenzimas que contienen fósforo, sustancias de bajo peso molecular de naturaleza no proteica que actúan como parte de enzimas y son necesarias para transformaciones catalíticas específicas. Algunas coenzimas son bien conocidas por muchos: trifosfato de adenosina (ATP), fosfato de dinucleótido de nicotinamida y adenina (NADP), mononucleótido de flavina (FMN), fosfato de piridoxal, pirofosfato de tiamina, coenzima A y otros. Cada coenzima realiza una función específica en la célula. Por ejemplo, la hidrólisis de ATP a ADP es una reacción, cuando se combina con la cual reacciones potencialmente endergónicas (con absorción de energía) se convierten en exergónicas (con liberación de energía), lo cual es necesario para llevar a cabo las operaciones bioquímicas más importantes. procesos.
Sirve como precursor en la síntesis de fosfolípidos.ésteres de ácido fosfórico y lípidos (contienen residuos de glicerol o esfignosina, ácidos grasos y ácido fosfórico). Los fosfolípidos tienen una característica interesante: se disuelven tanto en agua (debido al fosfato) como en aceite (debido al residuo de hidrocarburo de un ácido graso) y esta característica los convierte en un componente importante de las membranas celulares, ya que esta estructura de membrana les permite penetrar. dentro (o fuera de) las células) nutrientes solubles en agua y grasas.
Sirve como precursor en la síntesis de ADN y ARN. Estos portadores de información genética fueron aislados por primera vez en 1869 por Miescher y los denominaron nucleína. Miescher estableció el contenido de una cantidad significativa de fósforo en la nucleína. El ADN y el ARN son moléculas poliméricas helicoidales de doble cadena. Su columna vertebral está formada por residuos de pentosas (desoxirribosa para el ADN y ribosa para el ARN) y fosfato. La importancia del fósforo para mantener la integridad del ARN y el ADN se ha confirmado en experimentos con fagos (virus que infectan células bacterianas) marcados con radiofósforo. Se les llamó fagos suicidas porque a medida que el fósforo radiactivo se desintegraba, la estructura del ácido nucleico se dañaba tanto que se volvía letal para el virus.
Participa (alrededor del 1% de P en el cuerpo) en la creación de una capacidad amortiguadora de los fluidos y células corporales. Y eso es.
En todos los organismos vivos, el elemento número 15 se encuentra exclusivamente en forma de anión ortofosfato o ésteres orgánicos de ácido fosfórico (en realidad, en forma de fosfato inorgánico), por lo que, junto con el término "fósforo", cuando se habla del papel biológico de Para referirse al elemento, a menudo se utiliza el concepto “fosfato inorgánico”.
La importancia de los fosfatos en la nutrición humana es enorme. Casi todo el fósforo es absorbido por el cuerpo humano en forma de fosfatos inorgánicos; en promedio, se absorbe alrededor del 70% del fósforo consumido con los alimentos. El requerimiento diario del elemento para mujeres embarazadas y lactantes es de 1500 mg, para niños de 2 a 6 años de 800 mg, para niños de 10 a 12 años de 1200 mg y para adultos de 800 mg.
Debido a la prevalencia de fosfatos en la naturaleza, la dieta diaria habitual de un adulto contiene fósforo de 7 a 10 veces más que el requerimiento diario, por lo que es muy raro encontrar casos de ingesta insuficiente de este elemento en el cuerpo. La combinación correcta de calcio y fósforo en la dieta es más importante, porque la formación de tejido óseo está asociada a ambos elementos. Se ha observado que si el cuerpo carece de calcio, por regla general, se detecta inmediatamente un exceso de fósforo y viceversa. Estudios detallados han permitido establecer que la ingesta diaria óptima de fósforo de los alimentos es equivalente a la de calcio, es decir, los alimentos deben contener cantidades iguales de fósforo y calcio en peso (con excepción de la norma para los bebés). Los siguientes son algunos ejemplos de niveles de fósforo y calcio en alimentos comunes:
| Producto | Ca, mg/100g | P, mg/100g | Gorra |
| Carne asada | 12 | 250 | 0,05 |
| Leche entera | 118 | 93 | 1,26 |
| frijoles hervidos | 50 | 37 | 1,35 |
| Bacalao frito | 31 | 274 | 0,11 |
| Pan de trigo | 84 | 254 | 0,33 |
| Papa | 7 | 53 | 0,13 |
| manzanas | 7 | 10 | 0,70 |
| Gallina, huevo | 54 | 205 | 0,26 |
También existen algunas enfermedades asociadas con el exceso de fosfato inorgánico en los alimentos.
Aplicación del fósforo y sus compuestos. Fertilizantes.
El campo de aplicación de los compuestos de fósforo es enorme y no es posible ofrecer una visión global del mismo. La definición de A.E. Fersman: "El fósforo es un elemento de vida..." está ampliamente confirmada. El fósforo es un elemento no sólo de la vida biológica, sino también de la vida cotidiana; de hecho, los compuestos que contienen fósforo se utilizan en la agricultura, la medicina, la farmacología, la investigación científica, la industria alimentaria y química, la construcción, la metalurgia, la tecnología y, finalmente, en la vida cotidiana; vida. Esta situación no siempre fue así, y durante mucho tiempo después del descubrimiento de Brand, el fósforo estuvo involucrado en muchas malas historias, todo comenzó con especulaciones del propio Brand y sus seguidores. A continuación están las "misteriosas" inscripciones parpadeantes en las paredes de las iglesias y el "milagro del autoencendido de las velas". Durante mucho tiempo existieron prejuicios y supersticiones asociadas con los fuegos fatuos que a veces aparecen sobre los pantanos y son consecuencia de la combustión espontánea de la fosfina.
La mayor parte (80-90%) del mineral de fosfato extraído se utiliza para producir fertilizantes. En 1799 se demostró que el fósforo es necesario para el funcionamiento normal de las plantas. Al acumularse en la biomasa, el fósforo desaparece del suelo. Cada año, la cosecha mundial elimina de los campos varios millones de toneladas de fósforo, junto con nitrógeno y potasio, por lo que es necesario renovar sus recursos en la capa fértil. En la antigüedad, la gente fertilizaba el suelo con estiércol, huesos y guano. El primer fertilizante de fósforo artificial, el superfosfato, se obtuvo en Inglaterra en 1839 por Laws, y en 1842 se organizó allí su primera producción industrial. En Rusia, la primera empresa para la producción de superfosfato apareció en 1868. Ahora se produce tratando apatita con ácido sulfúrico:
Ca 10 (PO 4) 6 F 2 + 7H 2 SO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2 + 7CaSO 4 + 2HF.
El subproducto sulfato de calcio no se separa.
Un producto más valioso es el superfosfato doble, ya que contiene tres veces más fósforo en peso que se obtiene tratando la apatita con ácido fosfórico:
Ca 10 (PO 4) 6 F 2 + 14H 3 PO 4 +10H 2 O = 10Ca(H 2 PO 4) 2 H 2 O +2HF.
La proporción de la producción de fertilizantes que contienen sólo un fósforo está disminuyendo y cada vez se producen más fertilizantes complejos que contienen dos o tres nutrientes. La mayoría de los fertilizantes fosfatados producidos en Rusia son amofos, diamofos y azofos. Producción mundial anual de fertilizantes fosfatados a principios del siglo XXI. ascendió a 41 millones de toneladas y la cantidad total de todos los fertilizantes fue de 190 millones de toneladas. Los principales productores de fertilizantes fosfatados son Marruecos, Estados Unidos y Rusia, y los principales consumidores son los países de Asia, América Latina y Europa Occidental.
La composición requerida del fertilizante aplicado y su eficacia dependen de las características del suelo, por ejemplo, el pH, pero la solubilidad de los fertilizantes fosfatados determina el tiempo durante el cual son absorbidos por las plantas y la proporción de fósforo absorbido, que suele ser pequeña y asciende a aproximadamente 20%.
Yuri Krutiakov
Literatura:
Figurovsky N.A. Descubrimiento de elementos y origen de sus nombres.. M., Nauka, 1970
Fósforo en el medio ambiente.. Ed. E. Griffith. M., "Mir", 1977
Tecnología del fósforo. Ed. V.A. L., “Química”, 1979
Corbridge D. Fósforo: conceptos básicos de química, bioquímica, tecnología.. M., "Mir", 1982
Biblioteca popular de elementos químicos.. M., Nauka, 1983
Recursos en línea: Fósforo: http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/fosfato_rock/
FÓSFORO, P, elemento V del grupo del sistema periódico; peso atómico 31,03; no se encontraron isótopos de fósforo. En los compuestos, el fósforo puede ser trivalente y pentavalente. Su compuesto superior es el hidrógeno PH 3; con oxígeno da los óxidos P 2 O 3, P 2 O 4 y P 2 O 5. En términos de valencia y tipo de compuestos, el fósforo se parece al nitrógeno, pero en términos de propiedades (tanto el fósforo como sus compuestos) es completamente diferente del nitrógeno. Distribuido en la naturaleza y encontrado en casi todas las rocas en forma de inclusiones de cristales del mineral apatita. El fósforo se presenta en forma de acumulaciones de minerales fosforitas y apatitas. La apatita rara vez se encuentra en grandes masas, y los colosales depósitos de este mineral en la tundra de Khibiny en la URSS son una excepción. Las fosforitas se conocen en Georgia, Florida, Carolina del Norte y del Sur, Tennessee, Argelia, Túnez y algunas islas del Gran Océano. La URSS es extremadamente rica en fosforitas, cuyos depósitos se conocen en la región de Moscú, los Urales, Kazajstán, Ucrania, la República de Chuvash, Podolia, el norte del Cáucaso, etc. Minerales como la vivianita Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O y turquesa (Al 2 O 3) 2 P 2 O 5 ·5H 2 O son sales acuosas de ácido fosfórico. El fósforo es un componente indispensable, parte de los tejidos de los organismos vivos. Las proteínas que contienen fósforo y lecitina se encuentran en los músculos, los nervios y el cerebro. Los huesos contienen fósforo en forma de fosfato tricálcico.
El fósforo se puede obtener en varias formas alotrópicas. El fósforo blanco (ordinario, amarillo) es una sustancia vítrea transparente e incolora o pequeños cristales blancos; En su forma pura, el fósforo blanco sólo se puede obtener en la oscuridad, en ausencia de oxígeno y humedad. La destilación fraccionada o la cristalización fraccionada producen fósforo completamente puro, que rápidamente se vuelve amarillo con la luz. Este color amarillento se explica por la formación de una fina película de modificación roja en la superficie del fósforo. Con una exposición prolongada a la luz intensa, el fósforo común puede convertirse completamente en rojo. A 150°C, en ausencia de oxígeno, el fósforo ordinario se sublima sin cambiar de color. Para el fósforo blanco, se conocen dos modificaciones: α y β; el primero cristaliza en un sistema regular (gravedad específica 1,84), el segundo (fósforo ordinario), en un sistema hexagonal (gravedad específica 1,88). La transición de α-fósforo a β-fósforo se produce en las siguientes condiciones:
La dureza de Mohs del fósforo es 0,5. Su plasticidad aumenta al aumentar la temperatura. El fósforo fundido apenas moja el vidrio; tensión superficial 35,56 D/cm a 132,1°C y 43,09 D/cm a 78,3°C. Las gravedades específicas correspondientes del fósforo son 1,665 y 1,714. La compresibilidad del fósforo ordinario entre 100 y 500 atm es de 0,0000199 cm 2 /kg. El coeficiente de expansión del fósforo ordinario de 0°C a 40° = 0,000125, y su volumen a 44°C es 1,017 veces mayor que el volumen a 0°C. Capacidad calorífica del fósforo blanco (0-51°C) 0,183 cal/g; calor de fusión 5,03 cal/g. El peso de 1 litro de vapor de fósforo es de 2,805 g (Williamson). Su peso molar en el rango de temperatura de 313°C al rojo vivo oscila entre 128 y 119,8. En consecuencia, la estructura de su molécula en este rango corresponde a P 4. A altas temperaturas se disocia parcialmente en P 2 . En solución, su molécula corresponde a la fórmula P 4; el punto de fusión del fósforo ordinario es 44,5°C; se sublima lentamente a 40°C y se evapora a temperatura normal. La presión de vapor del fósforo sólido ordinario a 5°C es de 0,03 mm, a 40°C es de 0,50 mm. Solubilidad del fósforo en agua: 0,0003 g por 100 g de agua a 15°C. Varios disolventes disuelven aproximadamente fósforo (en 100 partes de disolvente): disulfuro de carbono 25, gasolina 1,5, aceite de almendras 1,00, ácido acético concentrado 1,00, éter 0,45, alcohol etílico (gravedad específica 0,822) 0,25, glicerina 0,17 horas. fósforo, especialmente durante una descarga eléctrica. El hidrógeno es capaz de reaccionar con el fósforo in statu nascendi; el gas liberado ya no posee esta capacidad. El flúor reacciona a temperatura normal con el fósforo sin ignición, formando PF 3 cuando hay exceso de fósforo y PF 5 cuando hay exceso de flúor. El fósforo se combina energéticamente con el oxígeno, formando fósforo o anhídrido fosfórico, según la cantidad de reactivos. La hidroquinona, el azúcar, la glicerina y el ácido arsénico de sodio ralentizan la reacción de oxidación del fósforo. Cuando se combina con el oxígeno del aire, el fósforo se enciende, por lo que debe almacenarse bajo el agua. La temperatura de ignición del fósforo en el aire, en oxígeno o en aire diluido con un volumen igual de dióxido de carbono es de 45,0 a 45,2°C. La ignición del fósforo ordinario se ve favorecida por la rarefacción del aire y obstaculizada por la compresión. La presencia de ozono y humedad en la atmósfera aumenta la temperatura de ignición. En una atmósfera de disulfuro de carbono, la temperatura de ignición del fósforo es de 87°C, la trementina de 18°C; el fósforo puede calentarse sin ignición hasta 205°C si está en reposo; La más mínima agitación provoca la ignición ya a 45°C. El fósforo común se enciende en 20 segundos cuando se pone en contacto con aluminio amalgamado puro. El nitrógeno es absorbido por el fósforo, pero no reacciona con él. El fósforo blanco brilla en la oscuridad cuando entra en contacto con el oxígeno del aire. La intensidad del resplandor depende de la concentración de oxígeno. En oxígeno puro por debajo de 27°C, el fósforo no brilla ni se oxida. El fósforo blanco es venenoso y una dosis de 0,15 g es letal. Debido a la capacidad del fósforo para disolverse en grasas, en caso de intoxicación, los alimentos grasos y la leche son completamente inaceptables, ya que contribuyen a una mejor absorción del fósforo en el cuerpo.
El fósforo rojo es una modificación que se diferencia marcadamente del fósforo blanco en sus propiedades físicas y químicas. El fósforo rojo se forma a partir del fósforo ordinario haciendo pasar una descarga eléctrica a través de los vapores de este último. Calentando una solución de fósforo blanco en tribromuro de fósforo a una temperatura de 170-190°C, se obtiene el llamado variedad de frambuesa fósforo. Esta variedad tiene una estructura coloidal y es de transición entre el fósforo ordinario y el rojo; la presencia de triyoduro de fósforo acelera (3 veces) la reacción. Calentando fósforo ordinario con azufre o sulfuro y luego tratando la mezcla resultante con una solución acuosa de álcali o amoníaco, también se puede obtener fósforo rojo. En tecnología, el fósforo rojo se obtiene calentando fósforo ordinario sin acceso al aire a una temperatura de 240-250 ° C; la reacción va acompañada de la liberación de calor. El color del fósforo rojo varía según la temperatura de producción. A bajas temperaturas tiene una tonalidad carmesí, a altas temperaturas tiene una tonalidad violeta o violeta. El selenio acelera la transición del fósforo blanco al rojo. La separación de las impurezas de fósforo ordinario del fósforo rojo se realiza mediante tratamiento con disulfuro de carbono durante 50 horas a 250-260°C o con una solución alcalina de sodio al 10% durante 2 horas; También es posible lavar el fósforo con una mezcla de disulfuro de carbono y una solución de cloruro de calcio con una gravedad específica de 1,349-1,384. El fósforo común se disuelve en disulfuro de carbono y el fósforo rojo se sedimenta en una solución de cloruro de calcio. Se supone que las modificaciones blanca y roja del fósforo son químicamente diferentes; prueba de esta posición es que cuando se mezclan fósforo amarillo y rojo fundidos, no se observa ninguna transición del primero al segundo. Cuando se calientan entre 280 y 400°C, los vapores de fósforo rojo se condensan parcialmente formando el llamado. fósforo metálico. Cuando el vapor se enfría rápidamente, se forma parcialmente fósforo rojo y cuanto mayor es la temperatura antes de la solidificación, mayor es la cantidad. La superficie del receptor actúa catalíticamente para formar fósforo rojo. La duración del calentamiento no afecta el proceso, pero el enfriamiento debe ocurrir rápidamente. Existe la opinión (A. Stock) de que el fósforo rojo se forma como resultado de la combinación de moléculas de fósforo disociadas entre sí o con moléculas no disociadas y que la formación de moléculas P 4 de fósforo amarillo es relativamente más lenta que la formación de rojo. moléculas de fósforo. La condensación del fósforo rojo desde el estado de vapor no depende de la presencia de fósforo amarillo líquido. El fósforo rojo, obtenido enfriando vapores a una temperatura de 1200 ° C y una presión de 5 mm, no contiene más del 1% de fósforo amarillo; de ello se deduce que las moléculas P 2 y P 4 participan en la formación del fósforo rojo. Es posible que esta formación se produzca según la ecuación mP 2 + nP 4 = P 2 m+4 n. Hay sugerencias de que el fósforo fundido contiene moléculas de fósforo amarillo P 4 y moléculas de fósforo rojo P n en equilibrio:
Por encima del punto de fusión del fósforo rojo (592,5°C, según otras fuentes 589,5°C), la mayoría de las moléculas están en forma de P 4, de modo que con un enfriamiento rápido se forma una variedad blanca, pero un enfriamiento lento permite un cambio de equilibrio. a la derecha, y Cuando se endurece, se libera fósforo rojo. El peso específico del fósforo rojo oscila entre 2,05 y 2,3, lo que nos obliga a considerarlo como una mezcla de dos modificaciones. Se supone que el fósforo rojo tiene una estructura cristalina monoclínica. La compresibilidad del fósforo rojo (entre 100 y 500 atm) es de 0,0000092 cm 2 /kg; El punto de fusión del fósforo rojo depende de la velocidad de calentamiento y fluctúa dentro de ±0,5°C. La presión de vapor del fósforo rojo a 230°C es 0 mm, a 360°C - 0,1 mm, a 500°C - 9 atm. El fósforo rojo es insoluble en disulfuro de carbono. El fósforo rojo obtenido mediante liberación de calor contiene menos energía y es significativamente menos activo que el fósforo blanco. El fósforo rojo no es venenoso, no se enciende en el aire, por lo que almacenarlo no es tan peligroso. El fósforo rojo se enciende al impactar. Hittorf afirma que la transición del fósforo rojo al amarillo no se observa a una temperatura de 320 °C, pero este último se forma a 358 °C. En un tubo sellado, el fósforo rojo es estable a temperaturas de 450 a 610°C.
Fósforo cristalino o violeta Tiene una estructura cristalina, los cristales son trigonales con una relación axial a:c = 1:1,1308. Se obtiene por cristalización a partir de plomo o bismuto fundidos, así como por calentamiento de fósforo blanco a una presión de 500 kg/cm 2 en presencia de sodio. Insoluble en disulfuro de carbono; gravedad específica del fósforo violeta 2,34; se sublima a 690,9°C; punto de fusión 589,5°C a una presión de 43,1 atm.
El fósforo negro (P. Bridgeman) se obtiene a partir de fósforo ordinario calentándolo a 216°C bajo una presión de 89 atm. Es insoluble en disulfuro de carbono; se enciende a una temperatura de 400°C y no se enciende por impacto; la temperatura de transición del fósforo rojo al negro es de 575°C; El fósforo rojo se vuelve negro cuando se calienta en una atmósfera de hidrógeno a 200°C y una presión de 90 atm (V. Ipatiev). Sólo 2 modificaciones tienen importancia técnica: fósforo blanco (amarillo) y rojo.
Obtención de fósforo. Por lo general, se prepara fósforo blanco que, si es necesario, se convierte posteriormente en una modificación roja. El material de partida para la producción de fósforo son las fosforitas: fosfato tricálcico natural, lo mejor de todo, ceniza de huesos. El proceso consiste en la reducción del fosfato mediante carbón o la acción del aluminio sobre metafosfato de sodio mezclado con sílice:
6NaPO3 +3SiO2 +10Al=3Na2 SiO3 +5Al2O3 +6P.
Se conocen 2 métodos para la producción industrial de fósforo: 1) el antiguo método Pelletier, que consiste en tratar el fosfato (harina de huesos) con ácido sulfúrico diluido, y el fosfato tricálcico se convierte en fosfato monocálcico:
Ca 3 (PO 4) 2 +2H 2 SO 4 =2CaSO 4 +Ca(H 2 PO 4) 2.
La solución de este último se separa del yeso (CaSO 2H 2 O), se evapora, se calcina con carbón y se obtiene metafosfato de calcio:
Ca(H 2 PO 4) 2 =2H 2 O+Ca(PO 3) 2,
que, fuertemente calcinado, da fósforo, fosfato tricálcico y monóxido de carbono:
ZCa(PO3)2+10C=Ca3(PO4)2+4P+10CO.
Según el método Wöhler se parte directamente del fosfato tricálcico:
2Ca 3 (PO 4 ) 2 +6SiO 2 +10C = 6CaSiO 3 +10CO+4P.
Este proceso requiere altas temperaturas y comenzó a utilizarse sólo con la introducción de los hornos eléctricos. También existe un método para producir fósforo a partir de ácido fosfórico libre mezclado con carbón mediante corriente eléctrica. Académico en la URSS. E.V. Britske desarrolló un método para producir fósforo en altos hornos.
El producto comercial siempre contiene trazas de arsénico, compuestos de silicio y carbono. Las impurezas mecánicas se eliminan mediante filtración o, mejor aún, mediante redestilación. La transformación del fósforo blanco en rojo se realiza a una temperatura de 260°C; la disminución de la presión ralentiza la reacción; la iluminación acelera el proceso; Los catalizadores (yodo, selenio) también tienen efecto.
Determinación analítica de fósforo.. El vapor de fósforo actúa sobre el papel húmedo empapado en nitrato de plata, provocando su ennegrecimiento. La negrura es causada por la formación de fósforo y metales. plata . La reacción se produce en 2 etapas. Al reaccionar con el agua, el fósforo forma fosfuro de hidrógeno y ácido hipofosforoso:
P4 +6H2O=ZN3RO2 +RN3.
Los compuestos resultantes de la reacción actúan sobre el nitrato de plata:
H 3PO 2 +2H2O+4AgNO3 =4HNO 3 +H 3PO 4 +4Ag;
PH 3 +3AgNO 3 =3HNO 3 +PAg 3.
Esta reacción es aplicable para descubrir fósforo blanco solo en ausencia de H 2 S, AsH 3, SbH 3, así como de aldehído fórmico y ácido fórmico. El descubrimiento del fósforo venenoso (según Mitscherlich) se basa en la capacidad del fósforo de brillar en el aire húmedo en la oscuridad. La sustancia triturada en la que se supone que se encuentra el fósforo se coloca en un matraz conectado a un frigorífico. Se vierte tanta agua en el matraz para obtener una suspensión líquida y el contenido del matraz se neutraliza con ácido tartárico hasta una reacción ligeramente ácida. Cuando el matraz se calienta en la oscuridad, una cantidad insignificante de fósforo (varios mg) ya provoca un brillo en el frigorífico. Dado que el fenómeno del resplandor también puede ser causado por la presencia de sulfuro de fósforo después de su descomposición durante el calentamiento, se recomienda calentar el matraz no directamente, sino pasando vapor de agua. El brillo del fósforo no se observa en presencia de trazas de amoníaco, disulfuro de carbono, vapores de alcohol, aceites esenciales e hidrocarburos insaturados, por lo que no se debe detener la destilación demasiado pronto. Si no se observa brillo, el filtrado se oxida con agua con cloro, se evapora en un baño de agua hasta un pequeño volumen y se realiza una prueba de ácido fosfórico. El brillo del fósforo también se puede observar en un matraz calentando primero el líquido hasta que hierva, luego enfriándolo un poco y calentándolo nuevamente hasta que hierva; 0,0171 mg de fósforo brillan muy claramente, 0,0085 mg - claramente, 0,0042 mg - débilmente y 0,001 mg - dudoso. El fósforo, reducido por hidrógeno in statu nascendi, da hidrógeno fósforo que, cuando se mezcla con hidrógeno, cuando se enciende a la salida de un tubo con punta de platino, arde con una llama verde esmeralda. Las sustancias orgánicas previenen la aparición de color y, por tanto, deberían hacerlo. apartado. El ácido nítrico oxida fácilmente el fósforo en ácido fosfórico:
ZR 4 +20NNO3 +8H2O=12H3RO4+20NUMERO 3.
El fósforo se determina cuantitativamente después de oxidación en ácido fosfórico y precipitación en forma de MgNH 4 PO 4 .
Solicitud. El fósforo es uno de los elementos sin los cuales es imposible el correcto desarrollo de los organismos vegetales y animales. Existe una relación directa entre el contenido de fósforo en el medio nutritivo y el crecimiento de las plantas. El fósforo, junto con el nitrógeno y el potasio, es el nutriente más importante que necesitan los cultivos agrícolas. plantas. Al ser retirado del campo junto con la cosecha de cereales, el fósforo no tiene un ciclo cerrado en su circulación y, por lo tanto, sin su introducción artificial en el suelo desde el exterior, se observa agotamiento del suelo. Los fertilizantes que contienen fósforo constituyen el grupo más grande. El fósforo se utiliza en la guerra como agente formador de humo y para llenar proyectiles incendiarios.
Logró un gran éxito en el estudio de las propiedades del fósforo a principios de los años 70 del siglo XVIII. el gran químico francés Antoine Laurent Lavoisier. Al quemar fósforo con otras sustancias en un volumen de aire cerrado, Lavoisier demostró que el fósforo es un elemento independiente y que el aire tiene una composición compleja y está compuesto de al menos dos componentes: oxígeno y nitrógeno. "De esta manera, por primera vez, puso en pie toda la química que, en su forma flogística, estaba patas arriba". Así escribió F. Engels sobre las obras de Lavoisier en el prefacio al segundo volumen de El Capital.
En 1799, Donaldald demostró que los compuestos de fósforo son necesarios para el desarrollo normal de las plantas.
En 1839, otro inglés, Laws, fue el primero en obtener superfosfato, un fertilizante de fósforo que las plantas absorben fácilmente.
En 1847, el químico alemán Schrötter, calentando fósforo blanco sin acceso al aire, obtuvo una nueva variedad (modificación alotrópica) del elemento número 15: el fósforo rojo, y ya en el siglo XX, en 1934, el físico estadounidense P. Bridgman, Al estudiar la influencia de la alta presión sobre diversas sustancias, se aisló fósforo negro, similar al grafito. Estos son los principales hitos en la historia del elemento número 15. Rastreemos ahora lo que siguió a cada uno de estos descubrimientos.
“En 1715, Gensing estableció la presencia de fósforo en el tejido cerebral... En 1769, Hahn demostró que los huesos contienen mucho fósforo”
El fósforo es un análogo del nitrógeno. Aunque las propiedades físicas y químicas de estos elementos son muy diferentes, también tienen algo en común, en particular el hecho de que ambos elementos son absolutamente necesarios para los animales y las plantas. El académico A.E. Fersman llamó al fósforo "el elemento de la vida y el pensamiento", y esta definición difícilmente puede atribuirse a una exageración literaria. El fósforo se encuentra literalmente en todos los órganos de las plantas verdes: tallos, raíces, hojas, pero sobre todo en frutos y semillas. Las plantas acumulan fósforo y se lo suministran a los animales.
En los animales, el fósforo se concentra principalmente en el esqueleto, los músculos y el tejido nervioso. Entre los productos alimenticios para humanos, la yema de los huevos de gallina es especialmente rica en fósforo.
El cuerpo humano contiene una media de unos 1,5 kg del elemento nº 15. De esta cantidad, 1,4 kg se encuentran en los huesos, unos 130 g en los músculos y 12 g en los nervios y el cerebro. Casi todos los procesos fisiológicos más importantes que ocurren en nuestro cuerpo están asociados con la transformación de sustancias organofosforadas. El fósforo se encuentra en los huesos principalmente en forma de fosfato cálcico. El esmalte dental también es un compuesto de fósforo, que en composición y estructura cristalina corresponde al mineral de fósforo más importante, la apatita Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl).
Naturalmente, como cualquier elemento vital, el fósforo sufre un ciclo en la naturaleza. Las plantas lo toman del suelo y de las plantas este elemento ingresa al cuerpo de humanos y animales. El fósforo regresa al suelo con los excrementos y cuando los cadáveres se pudren. Las fosforobacterias convierten el fósforo orgánico en compuestos inorgánicos. Sin embargo, por unidad de tiempo, se elimina del suelo una cantidad significativamente mayor de fósforo del que entra. Actualmente, la cosecha mundial elimina anualmente más de 3 millones de toneladas de fósforo de los campos.
Naturalmente, para obtener rendimientos sostenibles, este fósforo debe devolverse al suelo y, por lo tanto, no es sorprendente que la producción mundial de roca fosfórica supere ahora considerablemente los 100 millones de toneladas por año.
“...Proust y Klaproth demostraron que el fósforo se encuentra ampliamente distribuido en la corteza terrestre, principalmente en forma de fosfato cálcico”
En la corteza terrestre, el fósforo se encuentra exclusivamente en forma de compuestos. Se trata principalmente de sales poco solubles del ácido ortofosfórico; El catión más frecuente es el ion calcio. El fósforo representa el 0,08% del peso de la corteza terrestre. En términos de prevalencia, ocupa el puesto 13 entre todos los elementos. El fósforo está contenido en al menos 190 minerales, los más importantes de los cuales son: fluorapatita Ca 5 (PO 4) 3 F, hidroxiapatita Ca 5 (PO 4) 3 OH, fosforita Ca 3 (PO 4) 2 con impurezas.
Menos comunes son la vivianita Fe 3 (PO 4) 2 *8H 2 O, la monacita (Ce, La)PO 4, la ambligonita LaAl(PO 4)F, la trifilita Li(Fe, Mn)PO 4 y aún más raramente la xenotima YPO 4 y torbernita Cu (UO 2) 2 2 *12H 2 O.
Los minerales de fósforo se dividen en primarios y secundarios. De los primarios, las apatitas son especialmente comunes, y se encuentran a menudo entre rocas de origen ígneo. Estos minerales se formaron durante la formación de la corteza terrestre.
A diferencia de las apatitas, las fosforitas se encuentran entre rocas de origen sedimentario, formadas como consecuencia de la muerte de seres vivos. Estos son minerales secundarios. El fósforo se encuentra en los meteoritos en forma de fosfuros de hierro, cobalto y níquel. Por supuesto, este elemento común también se encuentra en el agua de mar (6 * 10 -6%).
"Lavoisier demostró que el fósforo es un elemento químico independiente..."
El fósforo es un no metal (lo que antes se llamaba metaloide) de actividad media. La órbita exterior del átomo de fósforo contiene cinco electrones, tres de los cuales no están apareados. Por tanto, puede presentar valencias de 3-, 3+ y 5+.
Para que el fósforo presente valencia 5+, es necesario algún tipo de efecto sobre el átomo, que convertiría los dos electrones emparejados de la última órbita en no apareados. Al fósforo se le suele considerar un elemento multifacético. De hecho, bajo diferentes condiciones se comporta de manera diferente, exhibiendo propiedades oxidativas o reductoras. La versatilidad del fósforo también incluye su capacidad de existir en varias modificaciones alotrópicas.
Quizás la modificación más famosa del elemento número 15 sea el fósforo ceroso, blanco o amarillo. Fue Brand quien lo descubrió y gracias a sus propiedades el elemento recibió su nombre: en griego “fósforo” significa luminoso, luminoso. La molécula de fósforo blanco está formada por cuatro átomos dispuestos en forma de tetraedro. Densidad 1,83, punto de fusión 44,1°C. El fósforo blanco es venenoso y se oxida fácilmente. Soluble en disulfuro de carbono, amoníaco líquido y SO 2, benceno, éter. Es casi insoluble en agua.
Cuando se calienta sin acceso al aire a más de 250°C, el fósforo blanco se vuelve rojo. Este ya es un polímero, pero no una estructura muy ordenada. La reactividad del fósforo rojo es significativamente menor que la del fósforo blanco. No brilla en la oscuridad, no se disuelve en disulfuro de carbono y no es venenoso. Su densidad es mucho mayor, su estructura es finamente cristalina.
Menos conocidas son otras modificaciones del fósforo, incluso de mayor peso molecular: violeta, marrón y negro, que se diferencian entre sí en el peso molecular y el grado de orden de las macromoléculas. El fósforo negro, obtenido por primera vez por P. Bridgman en condiciones de alta presión (200 mil atmósferas a una temperatura de 200°C), recuerda más al grafito que al fósforo blanco o rojo. Estas modificaciones son exóticas de laboratorio y, a diferencia del fósforo blanco y rojo, aún no han encontrado una aplicación práctica.
Hablando de aplicaciones del fósforo elemental; Sus principales consumidores son la producción de fósforos, la metalurgia y la producción química. En el pasado reciente, parte del fósforo elemental resultante se gastaba en empresas militares; se utilizaba para preparar humo y compuestos incendiarios.
Los metalúrgicos generalmente se esfuerzan por eliminar las impurezas de fósforo en el metal; esto empeora las propiedades mecánicas, pero a veces el fósforo se introduce deliberadamente en las aleaciones. Esto se hace cuando es necesario que el metal se expanda ligeramente al solidificarse y adopte con precisión el contorno de la forma. El fósforo también se utiliza mucho en química. Una parte se utiliza para la preparación de cloruros de fósforo, necesarios en la síntesis de determinadas preparaciones orgánicas; La etapa de producción de fósforo elemental también está presente en algunos esquemas tecnológicos para la producción de fertilizantes fosfatados concentrados.
Ahora sobre sus conexiones.
- El anhídrido fosfórico P 2 O 5 es un excelente desecante que absorbe con avidez agua del aire y otras sustancias. El contenido de P 2 O 5 es el criterio principal para el valor de todos los fertilizantes fosfatados.
- Los ácidos fosfóricos, principalmente el ácido fosfórico H 3 PO 4 , se utilizan en la industria química básica. Las sales de ácidos fosfóricos son principalmente fertilizantes de fósforo (una discusión especial sobre ellos) y fosfatos de metales alcalinos necesarios para la producción de detergentes.
- Los haluros de fósforo (principalmente los cloruros PCl 3 y PCl 5) se utilizan en la industria de la síntesis orgánica.
- De los compuestos de fósforo e hidrógeno, el más famoso es la fosfina PH3, un gas incoloro muy venenoso con olor a ajo.
- Entre los compuestos de fósforo, un lugar especial pertenece a los compuestos organofosforados. La mayoría de ellos tienen actividad biológica. Por tanto, algunos compuestos organofosforados se utilizan como medicamentos y otros como agentes de control de plagas.
Una clase independiente de sustancias consistía en cloruros de fosfonitrilo, compuestos de fósforo con nitrógeno y cloro. El monómero de cloruro de fosfonitrilo es capaz de polimerizarse. A medida que aumenta el peso molecular, las propiedades de las sustancias de esta clase cambian, en particular, su solubilidad en líquidos orgánicos disminuye notablemente. Cuando el peso molecular del polímero alcanza varios miles, se obtiene una sustancia parecida al caucho, el único caucho hasta el momento que no contiene carbono alguno. Un mayor aumento del peso molecular conduce a la formación de sustancias duras parecidas al plástico. El “caucho libre de carbono” tiene una resistencia al calor significativa: comienza a descomponerse sólo a 350°C.
"En 1839, el inglés Laws fue el primero en obtener superfosfato, un fertilizante de fósforo que las plantas absorben fácilmente". Para que las plantas absorban el fósforo, éste debe ser parte de un compuesto soluble. Para obtener estos compuestos se mezclan fosfato cálcico y ácido sulfúrico en proporciones tales que por cada gramo de molécula de fosfato haya dos gramos de moléculas de ácido. Como resultado de la interacción, se forman sulfato y dihidrógenofosfato de calcio soluble: Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 → 2CaSO 4 + Ca(H 2 PO 4) 2.
Una mezcla de estas dos sales se conoce como superfosfato. En esta mezcla, el sulfato de calcio desde el punto de vista agroquímico es lastre, pero no se suele separar, ya que esta operación es costosa y aumenta considerablemente el coste de los fertilizantes. El superfosfato simple contiene solo entre un 14 y un 20% de P 2 O 5. Un fertilizante de fósforo más concentrado es el superfosfato doble. Se obtiene haciendo reaccionar fosfato cálcico con ácido fosfórico: Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 3Ca(H 2 PO 4) 2.
El superfosfato doble contiene entre un 40 y un 50% de P 2 O 5. De hecho, sería más correcto llamarlo triple: es tres veces más rico en fósforo que el superfosfato simple. A veces se utiliza como fertilizante de fósforo el precipitado de CaHPO 4 *H 2 O, que se obtiene haciendo reaccionar ácido fosfórico con hidróxido o carbonato de calcio. Este fertilizante contiene 30-35% de P 2 O 5.
Con las reservas exploradas de materias primas de fósforo en nuestro país, así como en todo el mundo, la situación no es del todo favorable. El académico S.I. Volfkovich desde la tribuna del IX Congreso Mendeleev de Química General y Aplicada dijo: “Si la base de materias primas de la industria del nitrógeno (el aire, el océano, el agua y el gas natural) no limita la escala de las nuevas construcciones, y los depósitos "Las sales de potasio exploradas hasta ahora garantizan el desarrollo de la producción de fertilizantes potásicos durante más de un milenio; luego, con las reservas de materias primas nacionales de fósforo estudiadas hasta ahora, con los grandes volúmenes previstos, la producción de fertilizantes será suficiente sólo para unas pocas décadas".
En general, esta afirmación es cierta hoy, a pesar de que la escala de producción de fertilizantes fosfatados ha aumentado significativamente: en 1980, la URSS produjo más de 30 millones de toneladas de fertilizantes fosfatados y en 1965, 4,4 millones de toneladas de roca fosfórica. y 3,24 millones de toneladas, respectivamente.
El fósforo sigue siendo hoy el elemento limitante de la agroquímica, aunque existen oportunidades para una mayor expansión de la producción de fertilizantes fosfatados. Se puede obtener una gran cantidad de fósforo adicional mediante un procesamiento complejo de materias primas minerales, sedimentos del fondo marino y una exploración geológica más detallada. Por lo tanto, no tenemos motivos especiales para el pesimismo, especialmente porque Rusia ocupa el primer lugar en el mundo en términos de reservas registradas de minerales de fósforo. Sin embargo, es necesario buscar nuevos yacimientos y desarrollar métodos para producir fertilizantes fosfatados a partir de minerales más pobres. Necesario para el futuro, porque la humanidad siempre necesitará el fósforo, “el elemento de la vida y del pensamiento”.
