Fosfor(z gr. phosphoros - svetielkutý; lat. Phosphorus) P, chemický prvok V. skupiny periodickej sústavy; atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,97376. Má jeden stabilný nuklid 31 P. Efektívny prierez na zachytávanie tepelných neutrónov je 18 10 -30 m 2. Externá konfigurácia elektrónový obal atómu3 s 2 3p 3 ; oxidačné stavy -3, +3 a +5; energia sekvenčnej ionizácie počas prechodu z P0 na P5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; elektrónová afinita 0,6 eV; Paulingova elektronegativita 2,10, atómový polomer 0,134 nm, iónové polomery (koordinačné čísla sú uvedené v zátvorkách) 0,186 nm pre P3-, 0,044 nm (6) pre P3+, 0,017 nm (4), 0 nm; 5), 0,038 nm (6) pre P5+.
Priemerný obsah fosforu v zemskej kôre je 0,105 % hmotnosti, vo vodách a oceánoch 0,07 mg/l. Je známych asi 200 minerálov fosforu. všetky sú fosfáty. Z nich je najdôležitejšia apatit,čo je základ fosforitany. Praktický význam majú aj monazit CePO 4, xenotim YPO 4, amblygonit LiAlPO 4 (F, OH), trifylín Li(Fe, Mn)PO 4, torbernit Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, utunit Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, vivianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, pyromorfit Pb 5 (PO 4) 3 C1, tyrkysový CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 O.
Vlastnosti. Je známe, že sv. 10 modifikácií fosforu, z ktorých najdôležitejšie sú biely, červený a čierny fosfor (technický biely fosfor sa nazýva žltý fosfor). Pre modifikácie fosforu neexistuje jednotný systém označovania. Niektoré vlastnosti najdôležitejších modifikácií sú porovnané v tabuľke. Kryštalický čierny fosfor (PI) je za normálnych podmienok termodynamicky stabilný. Biely a červený fosfor sú metastabilné, ale vďaka nízkej rýchlosti transformácie môžu byť za normálnych podmienok zachované takmer neobmedzene.
Zlúčeniny fosforu s nekovmi
Fosfor a vodík vo forme jednoduchých látok prakticky neinteragujú. Vodíkové deriváty fosforu sa získavajú nepriamo, napríklad:
Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3
Fosfín PH 3 je bezfarebný, vysoko toxický plyn so zápachom zhnitých rýb. Molekula fosfínu môže byť považovaná za molekulu amoniaku. Uhol medzi H-P-H väzbami je však oveľa menší ako u amoniaku. Znamená to pokles podielu účasti s-oblakov na tvorbe hybridných väzieb v prípade fosfínu. Väzby fosfor-vodík sú menej silné ako väzby dusík-vodík. Donorové vlastnosti fosfínu sú menej výrazné ako vlastnosti amoniaku. Nízka polarita molekuly fosfínu a slabá aktivita akceptovania protónov vedú k absencii vodíkových väzieb nielen v kvapalnom a pevnom skupenstve, ale aj s molekulami vody v roztokoch, ako aj k nízkej stabilite fosfóniového iónu PH 4 + . Najstabilnejšou fosfóniovou soľou v pevnom stave je jej jodid PH 4 I. Fosfóniové soli sa vodou a najmä alkalickými roztokmi prudko rozkladajú:
PH4I + KOH = PH3 + KI + H20
Fosfín a fosfóniové soli sú silné redukčné činidlá. Vo vzduchu horí fosfín na kyselinu fosforečnú:
PH3 + 202 = H3P04
Pri rozklade fosfidov aktívnych kovov kyselinami vzniká súčasne s fosfínom ako nečistota difosfín P2H4. Difosfín je bezfarebná prchavá kvapalina s molekulárnou štruktúrou podobnou hydrazínu, ale fosfín nevykazuje základné vlastnosti. Na vzduchu sa samovoľne vznieti a pri skladovaní na svetle a pri zahrievaní sa rozkladá. Produkty jeho rozkladu obsahujú fosfor, fosfín a žltú amorfnú látku. Tento produkt sa nazýva tuhý fosforovodík a je mu priradený vzorec P12H6.
S halogénmi tvorí fosfor tri- a pentahalogenidy. Tieto deriváty fosforu sú známe pre všetky analógy, ale prakticky dôležité sú zlúčeniny chlóru. RG 3 a RG 5 sú toxické a získavajú sa priamo z jednoduchých látok.
RG 3 - stabilné exotermické zlúčeniny; PF 3 je bezfarebný plyn, PCl 3 a PBr 3 sú bezfarebné kvapaliny a PI 3 sú červené kryštály. V pevnom stave všetky trihalogenidy tvoria kryštály s molekulárnou štruktúrou. RG 3 a RG 5 sú kyselinotvorné zlúčeniny:
PI3 + 3H20 = 3HI + H3P03
Obidva nitridy fosforu sú známe a zodpovedajú troj- a päťkovalentným stavom: PN a P2N5. V oboch zlúčeninách je dusík trojmocný. Oba nitridy sú chemicky inertné a odolné voči vode, kyselinám a zásadám.
Roztavený fosfor dobre rozpúšťa síru, ale k chemickej reakcii dochádza pri vysokých teplotách. Zo sulfidov fosforu sú najlepšie študované P4S3, P4S7 a P4S10. Tieto sulfidy môžu byť rekryštalizované v tavenine naftalénu a izolované vo forme žltých kryštálov. Pri zahrievaní sa sulfidy vznietia a horia za vzniku P 2 O 5 a SO 2 . S vodou sa všetky pomaly rozkladajú s uvoľňovaním sírovodíka a tvorbou fosforečných kyslíkatých kyselín.
Zlúčeniny fosforu s kovmi
S aktívnymi kovmi tvorí fosfor fosfidy podobné soliam, ktoré sa riadia pravidlami klasickej valencie. p-Kovy, ako aj kovy podskupiny zinku, poskytujú normálne aj na anióny bohaté fosfidy. Väčšina týchto zlúčenín vykazuje vlastnosti polovodičov, t.j. dominantná väzba v nich je kovalentná. Rozdiel medzi dusíkom a fosforom v dôsledku veľkosti a energetických faktorov sa najcharakteristickejšie prejavuje v interakcii týchto prvkov s prechodnými kovmi. V prípade dusíka je pri interakcii s dusíkom hlavnou vecou tvorba nitridov podobných kovu. Fosfor tiež vytvára fosfidy podobné kovom. Mnohé fosfidy, najmä tie s prevažne kovalentnými väzbami, sú žiaruvzdorné. AlP sa teda topí pri 2197 °C a fosfid gália má teplotu topenia 1577 °C. Fosfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa vodou ľahko rozkladajú, pričom sa uvoľňuje fosfín. Mnohé fosfidy sú nielen polovodiče (AlP, GaP, InP), ale aj feromagnety, napríklad CoP a Fe3P.
Fosfín(fosforovodík, hydrid fosforečný, podľa nomenklatúry IUPAC - fosfán PH 3) - bezfarebný, veľmi toxický, dosť nestabilný plyn so špecifickým zápachom po zhnitých rybách.
Bezfarebný plyn. Vo vode sa zle rozpúšťa a nereaguje s ňou. Pri nízkych teplotách tvorí pevný klatrát 8РН 3 ·46Н 2 О Rozpustný v benzéne, dietyléteri, sírouhlíku. Pri −133,8 °C tvorí kryštály s plošne centrovanou kubickou mriežkou.
Molekula fosfínu má tvar trigonálnej pyramídy s molekulovou symetriou C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Dipólový moment je 0,58 D, výrazne nižší ako u amoniaku. Vodíková väzba medzi molekulami PH 3 sa prakticky nepozoruje, a preto má fosfín nižšie teploty topenia a varu.
Fosfín sa veľmi líši od svojho náprotivku amoniaku. Jeho chemická aktivita je vyššia ako u amoniaku, je zle rozpustný vo vode, pretože zásada je oveľa slabšia ako amoniak. To sa vysvetľuje skutočnosťou, že väzby H-P sú slabo polarizované a aktivita osamelého páru elektrónov vo fosfore (3s 2) je nižšia ako aktivita dusíka (2s 2) v amoniaku.
V neprítomnosti kyslíka sa pri zahrievaní rozkladá na prvky:
samovoľne sa vznieti na vzduchu (v prítomnosti pár difosfínu alebo pri teplotách nad 100 °C):
Vykazuje silné regeneračné vlastnosti.
Fosfor je dôležitou súčasťou živej a neživej prírody. Nachádza sa v hlbinách Zeme, vo vode a v našich telách a akademik Fersman ho dokonca nazval „prvkom života a myslenia“. Napriek svojej užitočnosti môže byť biely fosfor mimoriadne nebezpečný a jedovatý. Povedzme si podrobnejšie o jeho vlastnostiach.
Otvorenie prvku
História objavu fosforu začala alchýmiou. Už od 15. storočia európski vedci túžia nájsť kameň mudrcov alebo „veľký elixír“, pomocou ktorého dokážu premeniť akýkoľvek kov na zlato.
V 17. storočí sa alchymista Hennig Brand rozhodol, že cesta k „magickému činidlu“ vedie cez moč. Je žltá, čo znamená, že obsahuje zlato alebo je s ním nejako spojená. Vedec starostlivo zhromaždil materiál, bránil ho a potom ho destiloval. Namiesto zlata dostal bielu hmotu, ktorá v tme svietila a dobre horela.
Brand nazval objav „studeným ohňom“. Neskôr prišli írsky alchymista Robert Boyle a Nemec Andreas Maggraf s myšlienkou získať fosfor podobným spôsobom. Ten do moču pridal aj uhlie, piesok a minerál fosgenit. Následne bola látka nazvaná phosphorus mirabilis, čo v preklade znamená „zázračný nosič svetla“.
Svetelný prvok
Objav fosforu sa stal medzi alchymistami skutočnou senzáciou. Niektorí sa každú chvíľu pokúšali kúpiť tajomstvo získania látky od Branda, iní sa tam snažili dostať na vlastnú päsť. V 18. storočí sa dokázalo, že prvok je obsiahnutý v kostných pozostatkoch organizmov a čoskoro sa otvorilo niekoľko tovární na jeho výrobu.
Francúzsky fyzik Lavoisier dokázal, že fosfor je jednoduchá látka. V periodickej tabuľke má číslo 15. Spolu s dusíkom, antimónom, arzénom a bizmutom patrí do skupiny pniktidov a je charakterizovaný ako nekov.
Prvok je v prírode celkom bežný. V percentuálnom vyjadrení je na 13. mieste v hmotnosti zemskej kôry. Fosfor aktívne interaguje s kyslíkom a nenachádza sa vo voľnej forme. Existuje v mnohých mineráloch (viac ako 190), ako sú fosfority, apatity atď.
Biely fosfor
Fosfor existuje v niekoľkých formách alebo alotropoch. Líšia sa od seba hustotou, farbou a chemickými vlastnosťami. Zvyčajne existujú štyri hlavné formy: biely, čierny, červený a kovový fosfor. Ostatné modifikácie sú len zmesou vyššie uvedených.
Biely fosfor je veľmi nestabilný. Za normálnych svetelných podmienok sa rýchlo zmení na červenú, ale vysoký tlak ju zmení na čiernu. Jeho atómy sú usporiadané do tvaru štvorstenu. Má kryštalickú molekulovú mriežku s molekulovým vzorcom P4.
Zvýrazňujem aj žltý fosfor. Nejde o ďalšiu modifikáciu látky, ale o názov nerafinovaného bieleho fosforu. Môže mať svetlo alebo tmavo hnedý odtieň a vyznačuje sa silnou toxicitou.
Vlastnosti bieleho fosforu
Konzistencia a vzhľad hmoty pripomína vosk. Má cesnakovú vôňu a je mastný na dotyk. Fosfor je mäkký (dá sa rezať nožom bez väčšej námahy) a je deformovateľný. Po očistení sa stáva bezfarebným. Jeho priehľadné kryštály sa na slnku dúhovo trblietajú a vyzerajú ako diamanty.
Topí sa pri 44 stupňoch. Aktivita látky sa prejavuje už pri izbovej teplote. Hlavnou charakteristikou fosforu je jeho schopnosť chemiluminiscencie alebo žiaru. Oxiduje na vzduchu, vydáva bielo-zelené svetlo a po čase sa samovoľne vznieti.
Látka je prakticky nerozpustná vo vode, ale pri dlhšom kontakte s kyslíkom v nej môže horieť. Dobre sa rozpúšťa v organických rozpúšťadlách, ako je sírouhlík, tekutý parafín a benzén.
Aplikácia fosforu
Človek „skrotil“ fosfor na mierové aj vojenské účely. Látka sa používa na výrobu kyseliny fosforečnej, ktorá sa používa na výrobu hnojív. Predtým bol široko používaný na farbenie vlny a výrobu fotosenzitívnych emulzií.
Biely fosfor nie je široko používaný. Jeho hlavnou hodnotou je horľavosť. Látka sa teda používa na zápalné strelivo. Tento typ zbrane bol relevantný počas oboch svetových vojen. Bol použitý vo vojne v Gaze v roku 2009, ako aj v Iraku v roku 2016.
Červený fosfor sa používa vo väčšej miere. Používa sa na výrobu paliva, mazív, výbušnín a hlavičiek zápaliek. Rôzne zlúčeniny fosforu sa používajú v priemysle v zmäkčovačoch vody a pridávajú sa do pasivačných činidiel na ochranu kovu pred koróziou.
Obsah v tele a účinok na človeka
Fosfor je pre nás jedným z životne dôležitých prvkov. Vo forme zlúčenín s vápnikom je prítomný v zuboch a kostre, dodáva kostiam tvrdosť a pevnosť. Prvok je prítomný v zlúčeninách ATP a DNA. Je nevyhnutný pre funkciu mozgu. Tým, že je v nervových bunkách, podporuje prenos nervových impulzov.
Fosfor sa nachádza vo svalovom tkanive. Podieľa sa na procese premeny energie z bielkovín, tukov a sacharidov vstupujúcich do tela. Prvok udržiava acidobázickú rovnováhu v bunkách a dochádza k ich deleniu. Podporuje metabolizmus a je nevyhnutný pri raste a regenerácii tela.
Fosfor však môže byť nebezpečný. Samotný biely fosfor je veľmi toxický. Dávky nad 50 miligramov sú smrteľné. Otravu fosforom sprevádza vracanie, bolesť hlavy a žalúdka. Kontakt látky s pokožkou spôsobuje popáleniny, ktoré sa hoja veľmi pomaly a bolestivo.
Nadbytok fosforu v tele vedie k lámavosti kostí, kardiovaskulárnym ochoreniam, krvácaniu a anémii. Presýtením fosforom trpí aj pečeň a tráviaci systém.
Obsah článku
FOSFOR(Phosphorus) – chemický prvok 15(Va) zo skupiny periodickej tabuľky, atómové číslo 15, atómová hmotnosť 30,974. Známych je 23 izotopov fosforu 24 P – 46 P, medzi nimi je jeden stabilný 31 P a ako jediný sa v prírode nachádza. Polčas rozpadu izotopu 30P je 2,55 minúty; je to prvý rádioaktívny izotop, ktorý v roku 1934 umelo vyrobili Frédéric a Irène Joliot-Curieovci.
Je možné, že fosfor vo svojej elementárnej forme bol získaný už v 12. storočí. Arabský alchymista Alchid Behil pri destilácii moču s hlinou a vápnom, o tom svedčí staroveký alchymistický rukopis uložený v Parížskej knižnici. Objav fosforu sa však zvyčajne pripisuje skrachovanému hamburskému obchodníkovi Hennigovi Brandovi. Podnikateľ praktizoval alchýmiu, aby získal kameň mudrcov a elixír mladosti, pomocou ktorých si mohol ľahko zlepšiť svoju finančnú situáciu. Po odparení 50–60 vedier moču (vzal ho z kasární vojakov) počas dvoch týždňov a následnom silnom vypálení suchého zvyšku uhlím a pieskom v retorte sa Brandovi v roku 1669 podarilo skondenzovať uvoľnené výpary pod vodou a získať malé množstvo žltej látky. Svietil v tme, a preto ho Brand nazval „studený oheň“ (kaltes Feuer). Brandovi súčasníci nazývali túto látku fosfor kvôli jej schopnosti svietiť v tme (staroveká gréčtina: jwsjoroV). Vo všeobecnosti sa od staroveku „fosfory“ nazývali všetky látky schopné vyžarovať svetlo v tme. „Boloňský fosfor“ je všeobecne známy - sulfid bárnatý.
V roku 1682 Brand zverejnil výsledky svojho výskumu a dnes je právom považovaný za objaviteľa prvku č.15. Fosfor bol prvým prvkom, ktorého objav bol zdokumentovaný a jeho objaviteľ je známy.
O novú látku bol enormný záujem a Brand to využil – fosfor demonštroval len za peniaze alebo ho menil v malých množstvách za zlato. Napriek početnému úsiliu sa hamburskému obchodníkovi nepodarilo uskutočniť svoj drahocenný sen - získať zlato z olova pomocou „studeného ohňa“, a preto recept na získanie novej látky čoskoro predal istému Kraftovi z Drážďan za dvesto toárov. Novému majiteľovi sa podarilo nahromadiť oveľa väčší majetok na fosfore – so „studeným ohňom“ cestoval po Európe a predvádzal to vedcom, vysokopostaveným ľuďom a dokonca aj kráľovským rodinám, napríklad Robertovi Boyleovi, Gottfriedovi Leibnizovi, Karolovi Druhému. Hoci bol spôsob prípravy fosforu držaný v najprísnejšej tajnosti, v roku 1682 sa ho podarilo získať Robertovi Boyleovi, no aj ten o svojom postupe informoval až na uzavretom zasadnutí Kráľovskej spoločnosti v Londýne. Boylova metóda bola zverejnená po jeho smrti v roku 1692.
Fosfor sa dlho nepovažoval za jednoduchú látku a až v 70-tych rokoch 18. storočia francúzsky chemik Antoine Laurent Lavoisier vo svojich prácach venovaných štúdiu zloženia vzduchu dokázal pevne potvrdiť, že fosfor je elementárna látka. .
Fosfor v prírode a jeho priemyselná ťažba.
Obsah fosforu v zemskej kôre sa odhaduje na 8 10 – 2 % hmotnosti. Fosfor je jedenástym najrozšírenejším prvkom na Zemi a je jedným z dvadsiatich najrozšírenejších prvkov v slnečnej sústave. Prvok č. 15 sa nachádza v mnohých typoch meteoritov (kamenných a kamenito-železitých) a na Mesiaci. Napríklad v železných meteoritoch sa obsah fosforu pohybuje od 0,02 do 0,94 % (hmotn.) a v rôznych vzorkách lunárnej pôdy je to 0,05 – 0,32 % (hmotn.). Napriek tomu, že geológovia zaraďujú fosfor medzi stopový prvok (v horninách väčšiny zemskej kôry je jeho obsah len 0,1 %), ide o horninotvorný prvok, keďže niektoré horniny sú zložené takmer výlučne z fosfátových minerálov. Vo voľnom stave sa fosfor na Zemi nenachádza a v litosfére existuje takmer v najvyššom stupni oxidácie, vo forme ortofosfátového iónu PO 4 3–. Je známych viac ako dvesto minerálov, ktoré obsahujú fosfor vo významných (viac ako 1 %) množstvách. Fosfátové ložiská sa vo všeobecnosti klasifikujú do troch skupín: apatitové ložiská, sedimentárne ložiská fosforitu a ložiská guána.
Apatia- druh fosforitu, môžu byť magmatického aj morského (sedimentárneho) pôvodu. Tento názov dostala skupina minerálov asi pred dvesto rokmi a v preklade z gréčtiny znamená „klamný“ (ap át án), čo bol pôvodne názov minerálu, ktorý sa často zamieňal s akvamarínom, ametystom alebo olivínom. Apatitové minerály sú zastúpené fluorapatitom Ca 5 (PO 4) 3 F (priemyselne najvýznamnejší), hydroxyapatitom Ca 5 (PO 4) 3 (OH) a chlorapatitom Ca 5 (PO 4) 3 Cl, frankolitom (druh karbonátového apatitu ) (Ca,H 2 O) 10 (F, OH) 2 (PO 4, CO 3) 6, wilkeit Ca 10 (OH) 2 (PO 4,SiO 4,SO 4) 6, pyromorfit Pb 10 Cl 2 (PO 4, AsO 4) 6 a mnoho ďalších. Najväčšie ložiská magmatického apatitu sa nachádzajú v Rusku, krajinách Južnej Afriky (alkalický komplex Palabora), Ugande a Brazílii. Najväčšie svetové ložisko magmatického apatitu – masív nefelínových syenitov Khibiny – leží na polostrove Kola neďaleko Kirovska. Objavila ho v roku 1926 skupina vedcov pod vedením akademika A.E. Fersmana.
Väčšina svetových zásob fosforu pochádza z námorná(sedimentárne)fosforitany a produkty ich zvetrávania. Predpokladá sa, že sú oceánskeho pôvodu. V pobrežných oblastiach pasátového pásma dochádzalo k ukladaniu fosfátov počas dlhého obdobia v dôsledku rôznych organických a anorganických procesov. Koncentrácia fosforitanov v ložisku sa zvýšila v dôsledku pomalého hromadenia fosforečnanov z prostredia. Najväčšie ložiská sedimentárnych fosforitov vlastnia Maroko (70 % svetových zásob fosfátov) a Západná Sahara, USA, Čína, Tunisko a Kazachstan.
Guáno (španielsky: guano) je prírodné ložisko, ktoré vzniká rozkladom kostí a exkrementov morských vtákov (kormorány, gannety a pelikány dosahujú miestami až sto miliónov ton). Guano je známe už od nepamäti, datuje sa do roku 200 pred Kristom. Starovekí Kartáginci používali vtáčí trus ako hnojivo. Koncom 19. - začiatkom 20. stor. Boli objavené „Vtáčie ostrovy“ v Peru, ktoré boli pomenované podľa veľkého počtu (asi 20 miliónov) morských vtákov, ktoré tam žijú. V tom čase peruánska vláda zarobila skutočné peniaze prilákaním veľkého počtu turistov na Vtáčie ostrovy a predajom obrovského množstva guána ako hnojiva. Za posledných štyridsať rokov sa v dôsledku aktivít peruánskych rybárov populácia vtákov produkujúcich guanu prudko znížila (4-krát), takže niektoré peruánske „Vtáčie ostrovy“ sú teraz úplne prázdne. Najväčšie ložiská guána sa nachádzajú pozdĺž pobrežia Afriky, Južnej Ameriky, Kalifornie a Seychel. Vysoko rozložené guáno pozostáva prevažne z monetitu CaHPO 4 a whitlockitu b-Ca 3 (PO 4) 2 .
Svetová produkcia (2002) fosfátov je 135 miliónov ton ročne. Najväčším svetovým producentom fosfátov sú USA (26 % svetovej produkcie). Vývoj prebieha na Floride (formácia Bone Valley), Severnej Karolíne, Idahu a Utahu. Marocké kráľovstvo (spolu so Západnou Saharou) je druhým najväčším producentom fosforečnanu (17,3 %) a najväčším vývozcom. Fosfority sa ťažia v troch oblastiach: Kuribga, Youssufiya a Ben Guerir. Hlavné ložisko (Khouribga) sa nachádza 120 km južne od Casablanky. Celkové zásoby fosforitov v Maroku sú 64 miliárd ton, preskúmaných 10 miliárd ton (60% overených svetových zásob). Na treťom mieste v produkcii je Čína (16,7 %), štvrté je Rusko (10,5 %). Hlavným zdrojom fosforových surovín v Rusku sú apatito-nefelínové rudy na polostrove Kola. Za viac ako sedemdesiat rokov od objavenia ložiska sa vyrobilo viac ako 570 miliónov ton apatitového koncentrátu. V súčasnosti je v masíve Khibiny preskúmaných 10 ložísk, ktorých celkové zásoby dosahujú 3,6 miliardy ton a celkovo na polostrove Kola sú zásoby rudy asi 20 miliónov ton. Vzhľadom na to, že za posledné obdobie sa vyťažilo menej ako jeden a pol miliardy ton, ruské zásoby apatitu by mali vydržať ešte mnoho rokov.
Ložisko, ktoré produkuje najmenej 6 000 ton fosfátovej horniny na hektár, sa zvyčajne považuje za priemyselné. V otvorených jamách sa fosfát ťaží pomocou škrabkových rýpadiel. Najprv sa odstráni piesok a odpadová hornina a potom sa extrahuje fosfátová ruda. Z lomov do spracovateľských závodov môže byť ruda dopravovaná (na vzdialenosti niekoľkých km) oceľovými rúrami vo forme vodnej suspenzie.
V morskej vode sa všetok anorganický fosfor nachádza iba vo forme ortofosfátového aniónu. Priemerná koncentrácia fosforu v morskej vode je veľmi nízka a dosahuje 0,07 mg P/liter. Obsah fosforu je vysoký v oblasti Andamanských ostrovov (asi 12 µmol/l). Celkové oceánske množstvo fosforu sa odhaduje na 9,8 10 10 ton.
Fosfor v zemskej atmosfére úplne chýba.
Vlastnosti jednoduchých látok a priemyselná výroba fosforu.
Otázka alotropie fosforu je zložitá a nie je úplne vyriešená. Zvyčajne existujú tri modifikácie jednoduchej látky - biela, červená a čierna. Niekedy sa nazývajú aj hlavné alotropické modifikácie, čo znamená, že všetky ostatné sú variáciou týchto troch. Amorfný fosfor prichádza v rôznych farbách a odtieňoch, od jasne červenej až po fialovú a hnedú.
Biely fosfor(žltý fosfor, tetrafosfor) P 4, najaktívnejšia, prchavá, komplexne študovaná a zároveň metastabilná forma jednoduchej látky. Vo svojej čistej forme je to bezfarebná sklovitá látka, ktorá silne láme svetlo. Biely fosfor má špecifickú cesnakovú vôňu, je mastný na dotyk, mäkký a ľahko sa krája nožom. Priemyselný produkt sa môže pohybovať od slamovo žltej po hnedočervenú a hnedú. Ako výraznú nečistotu obsahuje červený fosfor, arzén, stopy uhľovodíkov a živíc. Teplota topenia čistej látky je 44,1 °C, teplota varu 280 °C (rozkl.), hustota 1823 kg/m 3 (293 K). Biely fosfor je prakticky nerozpustný vo vode, ale pri izbovej teplote je rozpustný v nepolárnych organických rozpúšťadlách: benzén (3,7 g na 100 g C 6 H 6), tetrachlórmetán (1,27 g na 100 g CCl 4), dietyléter (1. 39 g na 100 g Et20). Dobrými rozpúšťadlami sú kvapalný amoniak a oxid siričitý a najlepší je sírouhlík, v 100 g ktorého sa rozpustí viac ako 1000 g bieleho fosforu.
Existujú dva polymorfy bieleho fosforu. Alfa forma je stabilná pri bežných teplotách, má kubickú mriežku s veľmi veľkou jednotkovou bunkou obsahujúcou 56 molekúl P4.
Tetrafosfor je chemicky veľmi aktívny, v jemne rozptýlenom stave
P4 + 502 = P4010.
Biely fosfor sa skladuje, reže a taví pod vrstvou vody, čo je celkom bezpečné.
Fosfor sa vznieti v chlórovej atmosfére a vytvorí zmes chloridov:
P4 + 6CI2 = 4PCI3
P4 + 10C12 = 4PCI5.
Pri reakcii s brómom a jódom vytvára trihalogenidy vo fluóre horí za vzniku pentafluoridu. Pri zahrievaní s alkalickými roztokmi sa biely fosfor disproporcionuje za vzniku fosfínu (s prímesou vodíka) a soli kyseliny fosfínovej (fosforitej):
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H20 = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2
Biely fosfor je pomerne silné redukčné činidlo - vytláča meď, olovo, ortuť a striebro z roztokov ich solí:
P4 + 10CuS04 + 16H20 = 4H3P04 + 10Cu + 10H2S04.
Preto sa v prípade otravy bielym fosforom odporúča piť silne zriedený roztok síranu meďnatého.
Pri miernom zahriatí sa fosfor oxiduje sírou a tionylchloridom a jeho interakcia s pevným KClO 3, KMnO 4, KIO 3 sa môže stať výbušnou.
V tme môžete pozorovať studenú zelenkastú žiaru bieleho fosforu v dôsledku prebiehajúcej rozvetvenej reťazovej reakcie oxidácie fosforových pár. Na základe výsledkov štúdia tohto procesu vytvoril sovietsky fyzikálny chemik N.N. Semenov v 20. rokoch 20. storočia teóriu rozvetvených reťazových reakcií. Semenov predstavil koncepty horných a dolných limitov horľavosti a nimi obmedzenú oblasť - polostrov vznietenia, za ktorým nie je oxidačná reakcia pár fosforu rozvetvená.
Biely fosfor je extrémne jedovatý, dávka 0,05–0,1 g je pre človeka smrteľná. Môže sa hromadiť v tele a spôsobiť nekrózu kostného tkaniva (najmä čeľuste).
Čierny fosfor– termodynamicky najstabilnejšia a chemicky najmenej aktívna forma prvku. Prvýkrát ho získal v roku 1914 vo forme kryštalickej modifikácie vysokej hustoty (2690 kg/m 3) americký fyzik Percy William Bridgman z bieleho fosforu pri tlaku 2 10 9 Pa (20 tisíc atmosfér) a teplote 200 ° C. Ide o čiernu polymérnu látku, nerozpustnú v žiadnom z rozpúšťadiel. Na rozdiel od bieleho fosforu je čierny fosfor takmer nemožné zapáliť. V niektorých svojich charakteristikách sa podobá grafitu, napríklad je to vodič. Existujú dôkazy o existencii troch kryštalických modifikácií čierneho fosforu. Okrem toho bol opísaný amorfný čierny fosfor. Pri teplote 220–230 °C a tlaku 13 000 atmosfér sa biely fosfor takmer okamžite premení na čiernu kryštalickú formu. Za miernejších podmienok vzniká amorfná látka.
Červený fosfor- nedostatočne prebádaná forma jednoduchej látky. Existujú správy o jeho existencii v kryštalickej forme, ale štruktúra nebola úplne stanovená, ale bola dokázaná jej polymérna štruktúra. Amorfný červený fosfor objavil v roku 1847 vo Švédsku profesor chémie Anton Ritter von Cristelli Schrötter - biely fosfor zahrieval v uzavretej ampulke v atmosfére oxidu uhoľnatého (II) na 500 °C. Bežný komerčný prípravok je hrubo rozptýlený a fialový v farba. Hodnoty hustoty červeného fosforu sa v závislosti od spôsobu výroby pohybujú v rozmedzí 2000–2400 kg/m3. Z hľadiska reaktivity je amorfný fosfor výrazne horší ako biely: zapaľuje sa pri vyšších teplotách, nesvieti v tme a neinteraguje s alkalickými roztokmi. Červený fosfor je neprchavý a nerozpúšťa sa v žiadnom rozpúšťadle, ale iba v roztavenom olove a bizmute. Na rozdiel od bielej je netoxický vo vlhkom vzduchu postupne oxiduje za vzniku zmesi kyselín fosforečných. Pomalá oxidácia červeného fosforu vysvetľuje jeho zjavnú hygroskopickosť.
Kryštalizáciou fosforu z roztaveného olova v roku 1865 získal nemecký fyzik Johann Wilhelm Hittorf kryštály fialového fosforu (Hittorfov fosfor). Jeho štruktúra je teraz presne stanovená. Na základe nepriamych údajov sa predpokladá, že Hittorfov fosfor je hrubokryštalická modifikácia červeného fosforu.
V dôsledku zahrievania akejkoľvek modifikácie fosforu pri atmosférickom tlaku sa získa para pozostávajúca z tetraedrických molekúl P4. Pri teplotách nad 800 °C začína zreteľná disociácia tetrafosforu tvorbou molekúl P2. Stupeň ďalšieho rozkladu s tvorbou atómovej pary ani pri teplotách rádovo 2000 °C nepresahuje niekoľko percent. Pri kondenzácii pár fosforu alebo stuhnutí jeho taveniny vždy vzniká metastabilná biela modifikácia.
Sto rokov od Brandovho objavu bol jediným zdrojom elementárneho fosforu moč. V roku 1743 Margraf zlepšil metódu extrakcie prvku z moču a navrhol pridanie potaše do suchého zvyšku po destilácii. Hamburskému alchymistovi a ďalším výskumníkom sa podarilo získať fosfor, pretože suchý zvyšok obsahuje až 10 % fosforečnanu sodného, ktorý sa dá zredukovať uhlím pri teplotách 800–1000 °C. Do konca 18. stor. kosti nahradili moč. V roku 1769 Yuhan Gan dokázal, že kosti obsahujú veľké množstvo fosforu. V roku 1771 Karl Scheele vyvinul metódu výroby fosforu z popola z kostí jeho úpravou kyselinou sírovou a redukciou výsledných kyslých fosfátov uhlím pri zahrievaní. V roku 1829 získal Friedrich Wöhler biely fosfor zahrievaním kostnej múčky so zmesou oxidu kremičitého, ílu a uhlia. Reakcia, ku ktorej dochádza, tvorí základ modernej priemyselnej výroby fosforu. V tých časoch sa Wöhlerova metóda veľmi nepoužívala, pretože proces prebiehal pri vysokej teplote, ktorá bola vtedy v priemysle nedostupná, takže fosfor sa dlho získaval Scheeleho metódou. Prvý závod na výrobu fosforu postavili v Nemecku v roku 1834. V Rusku organizoval výrobu fosforu mladý podnikateľ Evgraf Tupitsin v decembri 1871. Závod postavili na rieke Danilikha v Perme a pozostával z dvanástich budov. Fosfor sa získaval z kostí a bol oveľa lacnejší ako zahraničné. Väčšina fosforu spotrebovaného v Rusku sa v tom čase vyrábala v závode Tupitsin, hoci tam bolo veľa malých tovární na fosfor: vo Vologde, Kaluge, Borovichi a ďalších mestách. Významný úspech v procese výroby fosforu dosiahol anglický inžinier James Redman, ktorý si nechal patentovať postup výroby bieleho fosforu v elektrických peciach. Napriek mnohým technologickým ťažkostiam sa v Anglicku a Francúzsku v roku 1891 začala priemyselná výroba fosforu Redmanovou metódou. Pred zavedením elektrotermálnej metódy v Európe bola Ruská ríša na treťom mieste na svete v produkcii fosforu, ale potom sa z veľkého vývozcu stala dovozcom, pretože anglický fosfor bol lacnejší ako domáci fosfor získaný z kostí.
Teraz je elektrotermálna metóda hlavnou metódou výroby fosforu. Chemická zložka procesu je založená na Wöhlerovej reakcii, surovinou je fosforečnan vápenatý (fosforitový koncentrát). Zohrieva sa v zmesi s kremenným pieskom a koksom v elektrickej peci na teplotu asi 1300 °C. Najskôr oxid kremičitý vytlačí z fosforečnanu anhydrid fosforu, ktorý sa potom redukuje uhlíkom na elementárny fosfor. Proces možno opísať dvoma reakčnými rovnicami:
2Ca3 (PO4)2 + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4O10
P4010 + 10C = 10CO + P4.
Alebo celkovo:
2Ca3(P04)2 + 6Si02 + 10C = 6CaSi03 + 10CO + P4.
Zlúčeniny fosforu. S určitým stupňom konvencie môžeme povedať, že vo svojich početných zlúčeninách môže byť fosfor v nasledujúcich oxidačných stavoch: –3, –1 a od 0 do +5. Ak predpokladáme, že vo fosfíne (PH 3) je fosfor v najnižšom oxidačnom stupni –3, potom všetky nepárne oxidačné stavy sú získané postupným pridávaním atómov kyslíka k fosforu, z ktorých každý odoberá dva elektróny. Okrem toho možnosť tvorby P–P väzieb v niektorých látkach vedie k vzniku oxidačných stavov +2 a +4.
P–3: fosfín PH 3, trietylfosfín P(C 2H 5) 3;
P –1: trietylfosfínoxid PO(C2H5)3 a dimetylchlórfosfín P(CH3)2CI;
P 0: jednoduchá látka;
P+1: kyseliny fosfínové a dietylfosfínové:
P +2: kyselina fosforná a jej deriváty:
P +3: fosfónové, alkylfosfónové kyseliny a ich deriváty:
P +4: kyselina fosforečná a jej deriváty:
P +5: kyseliny fosforečné a ich deriváty:
Najdôležitejšie anorganické zlúčeniny fosforu:
Fosfín PH 3 (fosforovodík), bezfarebný plyn s charakteristickou vôňou cesnaku. Čistý fosfín sa vznieti na vzduchu až pri 150 °C, ale zvyčajne obsahuje stopy aktívnejšieho difosfínu (P 2 H 4) ako nečistotu, a preto sa na vzduchu pri izbovej teplote samovoľne vznieti. Oxidáciou fosfínu vzniká kyselina fosforečná:
PH3 + 202 = H3P04.
Fosforový vodík sa rozpúšťa vo vode za vzniku neutrálneho roztoku. Fosfín má slabé zásadité vlastnosti. Protónované (pridáva protón) (na vytvorenie iónu PH 4 +) len s najsilnejšími kyselinami:
PH 3 + HI = PH 4 I.
Výsledné fosfóniové soli sú tepelne nestabilné a rozkladajú sa vodou.
Fosfín možno získať rozpustením bieleho fosforu v alkáliách, pôsobením roztokov minerálnych kyselín na fosfidy kovov alebo tepelným rozkladom kyseliny fosfónovej:
Mg3P2 + 3H2S04 (roztok) = 2PH3 + 3MgS04
4H3P03 = PH3 + H3P04.
„Will-o’-the-wisps“, ktoré sa niekedy objavujú v močiaroch, sú dôsledkom samovznietenia fosfínu, ktorý vzniká v dôsledku biochemickej redukcie organických esterov fosforu.
Fosfín používa sa pri syntéze organofosforových zlúčenín a vysoko čistého fosforu.
Fosforový vodík je extrémne jedovatý plyn. Smrteľný výsledok sa pozoruje po pol hodine v atmosfére s koncentráciou 0,05 mg/l PH 3.
Kyselina fosfínová (zastaraná fosforečná) H 3 PO 2, bezfarebné kryštály, rozplývajúce sa na vzduchu a vysoko rozpustné vo vode, teplota topenia 26,5 °C. Priemyselne sa získava varením bieleho fosforu s vodnou suspenziou Ca(OH) 2 alebo Ba(OH) 2 . Výsledný fosfornan vápenatý sa spracuje síranom sodným alebo roztokom kyseliny sírovej, čím sa získa fosfornan sodný alebo voľná kyselina, čo sú komerčné produkty.
Kyselina fosfínová tvorí iba monosubstituované soli (s výnimkou K2HP02). Prítomnosť rovnováhy bola spektroskopicky dokázaná:
Pri zahrievaní sa kyselina fosforná rozkladá a vytvára komplexnú zmes produktov.
Kyselina a jej soli sa široko používajú ako redukčné činidlá (napríklad pri pokovovaní niklom), antioxidanty pre alkydové živice a stabilizátory v mnohých polymerizačných reakciách.
Oxid fosforečný (anhydrid fosforečný) P4O6. Bezfarebná, kryštalická, veľmi toxická látka s nepríjemným zápachom. Teplota topenia 23,8° C. Jeho štruktúru si možno ľahko predstaviť na základe štruktúry bieleho fosforu:
Získava sa neúplnou oxidáciou elementárneho fosforu a následne sa čistí od nečistôt rekryštalizáciou zo sírouhlíka.
P 4 O 6 sa pri zahrievaní rozkladá, tvorí s vodou kyselinu fosfónovú, prudko reaguje s halogénmi, ľahko pridáva síru:
P406 + 6H20 = 4H3P03
3P406 + 12Br2 = 8POBr3 + P4010
P406 + 4S = P406S4.
Kyselina fosfónová H 3 PO 3 je bezfarebná kryštalická, vysoko hygroskopická látka s teplotou topenia 74° C. Je vysoko rozpustná vo vode, získava sa reakciou chloridu fosforitého s vodou alebo bezvodou kyselinou šťaveľovou:
PCl3 + 3H2C204 = H3P03 + 3C02 + 3CO + 3HCl.
Fosfonický (častejšie nazývaný fosfor) je dvojsýtny, pretože jeden atóm vodíka je naviazaný na fosfor, hoci existujú dôkazy o existencii rovnováhy silne posunutej doprava:
P(OH)3„H2P03H.
Neexistujú žiadne trisubstituované fosfity kovov, ale získali sa trisubstituované organické estery - P(OC2H5)3.
Pri zahrievaní kyslého roztoku vzniká vodík a kyselina fosforečná.
Kyselina fosfónová a jej soli nachádzajú obmedzené využitie ako redukčné činidlá.
Chlorid fosforitý PCl 3 je kvapalina so štipľavým nepríjemným zápachom, ktorá sa vo vzduchu dymí. Teplota varu 75,3 °C, teplota topenia –40,5 °C. V priemysle sa získava prechodom suchého chlóru cez suspenziu červeného fosforu v PCl 3 . Je vysoko rozpustný v mnohých organických rozpúšťadlách a je takmer úplne hydrolyzovaný vodou:
PCl3 + 3H20 = H3P03 + 3HCl.
Nájde široké uplatnenie v organickej syntéze.
Chlorid fosforečný PCl 5 je svetlo žltá so zelenkastým odtieňom kryštalická látka s nepríjemným zápachom. Kryštály majú iónovú štruktúru. Teplota 159° C. Získava sa reakciou PCl 3 s chlórom alebo S 2 Cl 2:
PCl3 + Cl2 = PCl5
3PCI3 + S2CI2 = PCl5 + 2PSCI3.
Hydrolyzuje vodou na trioxychlorid:
PCl5 + H20 = POCI3 + 2HCl
Je široko používaný pri príprave iných zlúčenín fosforu a v organickej syntéze.
Oxid fosforečný (anhydrid kyseliny fosforečnej) P2O5. Je známych niekoľko polymorfných modifikácií oxidu fosforečného, z ktorých najvýznamnejšia je takzvaná H-forma a práve táto forma sa priemyselne vyrába spaľovaním fosforu v prebytku suchého vzduchu. H-forma je biely kryštalický, extrémne hygroskopický prášok, sublimuje pri 359 ° C. Pri pohlcovaní vlhkosti zo vzduchu sa mení na komplexnú zmes metafosforečných kyselín, ale pri interakcii s prebytočnou teplou vodou sa mení na kyselinu fosforečnú:
P4010 + 6H20 = 4H3P04.
Fragment jeho „diamantovej“ štruktúry možno ľahko získať z P4O6:
Anhydrid kyseliny fosforečnej je najsilnejší známy sušiaci prostriedok. Vďaka tomu je široko používaný v laboratórnej praxi. Dehydruje koncentrovanú kyselinu sírovú, dusičnú, chloristú a iné kyseliny, ako aj mnohé organické zlúčeniny:
4HN03 + P4010 = 2N205 + 4HP03
2H2S04 + P4010 = 2S03 + 4HP03.
V praxi je dehydratačná schopnosť P 4 O 10 komplikovaná tvorbou hustého filmu kyseliny fosforečnej na jeho povrchu. Tomu sa dá čiastočne zabrániť použitím zmesi anhydridu kyseliny fosforečnej a sklenej vlny.
Oxid fosforečný (V).– kondenzačné a dehydratačné činidlo v organickej a anorganickej syntéze. Katalyzátor (na báze kremeliny) na polymerizáciu izobutylénu.
Kyselina ortofosforečná, často nazývaný jednoducho fosfor H3P04. Bezfarebné kryštály, ktoré difundujú vo vzduchu. Teplota topenia 38,5 °C. Kyselina fosforečná bola prvýkrát opísaná v roku 1680 Robertom Boylom, ktorý zistil, že vodný roztok produktov spaľovania fosforu má kyslé vlastnosti. V priemysle sa kyselina fosforečná vyrába dvoma spôsobmi: rozpustením anhydridu kyseliny fosforečnej vo vode ("suchý" proces) a úpravou apatitového koncentrátu 85-90% kyselinou sírovou ("mokrý" proces):
Caio (P04)6F2 + 10H2S04 + 20H20 = 6H3P04 + 2HF + 10CaS04.2H20.
Druhý spôsob je ekonomickejší a väčšina kyseliny (na výrobu hnojív) sa vyrába týmto spôsobom, ale čistý H3PO4 sa získava prvým spôsobom.
Kyselina fosforečná je trojsýtna, avšak disociačná konštanta pre tretí krok je veľmi malá (K 3 = 4,4 10 –13), preto sa titruje vo vodnom roztoku ( cm. TITRÁCIA) len na hydrogenfosforečnan, t.j. ako dvojzákladný. Vytvára jedno-, dvoj- a trojsubstituované anorganické fosfáty.
Kyselina fosforečná je široko používaná v metalurgii na čistenie, leptanie a elektrolytické leštenie kovových povrchov. Zriedená kyselina sa používa ako „konvertor hrdze“, pretože vytvára nerozpustný film fosforečnanu železitého na povrchu železa a ocele, ktorý chráni kov pred koróziou. Používa sa tiež ako spojivo v mnohých stavebných materiáloch. Potravinová kyselina sa používa pri výrobe nealkoholických nápojov a mnohých ďalších potravinárskych výrobkov.
Fosforečnany amónne robia drevo ohňovzdorným. Fosforečnany vápenaté a sodné sa široko používajú v potravinárskom priemysle (kypridlá cesta, stabilizátory mliečnych výrobkov) a sú súčasťou zubných pást a čistiacich prostriedkov. Okrem toho jednou z najdôležitejších aplikácií fosforečnanov alkalických kovov je príprava pufrovacích systémov, z ktorých najznámejšia je zmes KH2PO4 a Na2HPO4.
Biochémia fosforu a jeho význam vo výžive človeka.
Život nemôže existovať bez fosforu, tento prvok je potrebný tak pre submikroskopické častice - vírusy, ako aj pre vysoko organizované živé systémy - zvieratá a ľudí.
Fosfor je po kyslíku, vodíku, uhlíku, dusíku a vápniku šiestym najrozšírenejším prvkom v ľudskom tele. Množstvo fosforu je 1 – 1,5 % telesnej hmotnosti.
V ľudskom tele majú zlúčeniny fosforu niekoľko dôležitých funkcií:
Rast a udržiavanie integrity kostí a zubov. Kosti obsahujú približne 85 % celkového fosforu (vo forme hydroxyapatitu) v tele.
Účasť na katabolických a anabolických reakciách. Dôležité sú najmä koenzýmy obsahujúce fosfor – nízkomolekulárne látky nebielkovinovej povahy, ktoré pôsobia ako súčasť enzýmov a sú nevyhnutné pre špecifické katalytické premeny. Niektoré koenzýmy sú mnohým dobre známe – ide o adenozíntrifosfát (ATP), nikotínamid adeníndinukleotidfosfát (NADP), flavínmononukleotid (FMN), pyridoxalfosfát, tiamínpyrofosfát, koenzým A a ďalšie. Každý koenzým plní v bunke špecifickú funkciu. Napríklad hydrolýza ATP na ADP je reakciou, s ktorou sa potenciálne endergonické reakcie (s absorpciou energie) premieňajú na exergonické (s uvoľňovaním energie), čo je nevyhnutné pri uskutočňovaní najdôležitejších biochemických reakcií. procesy.
Slúži ako prekurzor pri syntéze fosfolipidov - estery kyseliny fosforečnej a lipidov (obsahujú zvyšky glycerolu alebo sfygnozínu, mastné kyseliny a kyselinu fosforečnú). Fosfolipidy majú zaujímavú vlastnosť - rozpúšťajú sa vo vode (kvôli fosfátom) aj v oleji (kvôli uhľovodíkovým zvyškom mastnej kyseliny) a táto charakteristická vlastnosť z nich robí dôležitú zložku bunkových membrán, keďže táto membránová štruktúra im umožňuje prenikajú do bunky (alebo z nej) vo vode aj v tukoch rozpustné živiny.
Slúži ako prekurzor pri syntéze DNA a RNA. Tieto nosiče genetickej informácie prvýkrát izoloval v roku 1869 Miescher a nazvali ich nukleín. Miescher stanovil obsah významného množstva fosforu v nukleíne. DNA a RNA sú dvojvláknové helikálne polymérne molekuly. Ich kostru tvoria pentózové zvyšky (deoxyribóza pre DNA a ribóza pre RNA) a fosfát. Význam fosforu pri udržiavaní integrity RNA a DNA bol potvrdený v experimentoch s fágmi (vírusmi, ktoré infikujú bakteriálne bunky) značenými rádiofosforom. Nazývali sa samovražednými fágmi, pretože ako sa rádioaktívny fosfor rozpadal, štruktúra nukleovej kyseliny sa poškodila natoľko, že sa stala pre vírus smrteľnou.
Podieľa sa (asi 1% P v tele) na vytváraní vyrovnávacej kapacity telesných tekutín a buniek. A to je všetko.
Vo všetkých živých organizmoch sa prvok č. 15 nachádza výlučne vo forme ortofosfátového aniónu alebo organických esterov kyseliny fosforečnej (v skutočnosti vo forme anorganického fosfátu), preto spolu s pojmom „fosfor“ pri diskusii o biologickej úlohe prvok, často sa používa pojem „anorganický fosfát“.
Význam fosfátov vo výžive človeka je obrovský. Takmer všetok fosfor absorbuje ľudské telo vo forme anorganických fosfátov, v priemere sa absorbuje asi 70 % fosforu spotrebovaného v potrave. Denná potreba prvku pre tehotné a dojčiace ženy je 1500 mg, pre deti vo veku 2–6 rokov 800 mg, pre deti vo veku 10–12 rokov – 1200 mg, pre dospelých 800 mg.
Vzhľadom na prevalenciu fosfátov v prírode obvyklá denná strava dospelého človeka obsahuje fosforu 7–10-krát viac, ako je jeho denná potreba, takže prípady nedostatočného príjmu tohto prvku do organizmu sa môžu stretnúť len veľmi zriedkavo. Dôležitejšia je správna kombinácia vápnika a fosforu v strave, pretože s oboma týmito prvkami je spojená tvorba kostného tkaniva. Zistilo sa, že ak telu chýba vápnik, potom sa spravidla okamžite zistí nadbytok fosforu a naopak. Podrobné štúdie umožnili stanoviť, že optimálny denný príjem fosforu z potravy je ekvivalentný príjmu vápnika, to znamená, že jedlo by malo obsahovať rovnaké množstvá fosforu a vápnika podľa hmotnosti (s výnimkou normy pre dojčatá). Nasleduje niekoľko príkladov hladín fosforu a vápnika v bežných potravinách:
| Produkt | Ca, mg/100 g | P, mg/100 g | Ca/P |
| Pečené hovädzie | 12 | 250 | 0,05 |
| Plnotučné mlieko | 118 | 93 | 1,26 |
| Varená fazuľa | 50 | 37 | 1,35 |
| Vyprážaná treska | 31 | 274 | 0,11 |
| Pšeničný chlieb | 84 | 254 | 0,33 |
| Zemiak | 7 | 53 | 0,13 |
| Jablká | 7 | 10 | 0,70 |
| Kuracie vajce | 54 | 205 | 0,26 |
Existujú aj niektoré choroby spojené s nadbytkom anorganických fosfátov v potravinách.
Aplikácia fosforu a jeho zlúčenín. Hnojivá.
Oblasť použitia zlúčenín fosforu je obrovská a nie je možné podať o nej komplexný prehľad. Definícia A.E. Fersmana: „Fosfor je prvkom života...“ je široko potvrdená. Fosfor je prvkom nielen biologického života, ale aj každodenného života; zlúčeniny obsahujúce fosfor sa skutočne používajú v poľnohospodárstve, medicíne, farmakológii, vedeckom výskume, potravinárskom a chemickom priemysle, stavebníctve, hutníctve, technike a napokon aj v každodennom živote; života. Táto situácia nebola vždy platná a ešte dlhú dobu po Brandovom objave bol fosfor zapletený do mnohých zlých príbehov, všetko sa začalo špekuláciami samotného Branda a jeho nasledovníkov. Ďalej sú to „záhadné“ blikajúce nápisy na stenách kostolov a „zázrak samovznietenia sviec“. Po dlhú dobu existovali predsudky a povery spojené s „will-o’-the-wisps“, ktoré sa niekedy objavujú nad močiarmi a sú dôsledkom samovznietenia fosfínu.
Väčšina (80–90 %) vyťaženej fosfátovej rudy sa používa na výrobu hnojív. V roku 1799 bolo dokázané, že fosfor je nevyhnutný pre normálne fungovanie rastlín. Fosfor, ktorý sa hromadí v biomase, mizne z pôdy. Svetová úroda každoročne odoberie z polí niekoľko miliónov ton fosforu spolu s dusíkom a draslíkom, preto je potrebné obnovovať jeho zásoby v úrodnej vrstve. V dávnych dobách ľudia hnojili pôdu hnojom, kosťami a guánom. Prvé umelé fosforečné hnojivo - superfosfát - získal v Anglicku v roku 1839 Laws a v roku 1842 sa tam zorganizovala jeho prvá priemyselná výroba. V Rusku sa prvý podnik na výrobu superfosfátu objavil v roku 1868. Teraz sa vyrába úpravou apatitu kyselinou sírovou:
Caio(P04)6F2 + 7H2S04 = 3Ca(H2P04)2 + 7CaS04 + 2HF.
Vedľajší produkt síran vápenatý sa neoddeľuje.
Cennejším produktom je dvojitý superfosfát, pretože obsahuje trikrát viac fosforu, získava sa spracovaním apatitu kyselinou fosforečnou:
Caio (P04)6F2 + 14H3P04 + 10H20 = 10Ca(H2P04)2H20 + 2HF.
Klesá podiel výroby hnojív s obsahom iba jedného fosforu a čoraz viac sa vyrábajú komplexné hnojivá s obsahom dvoch až troch živín. Väčšina fosfátových hnojív vyrábaných v Rusku je ammofos, diammofos a azofos. Ročná svetová produkcia fosfátových hnojív na začiatku 21. storočia. predstavovalo 41 miliónov ton a celkové množstvo všetkých hnojív bolo 190 miliónov ton. Hlavnými výrobcami fosfátových hnojív sú Maroko, USA a Rusko a hlavnými spotrebiteľmi sú krajiny Ázie, Latinskej Ameriky a západnej Európy.
Požadované zloženie aplikovaného hnojiva a jeho účinnosť závisí od vlastností pôdy, napríklad pH, ale rozpustnosť fosforečných hnojív určuje dobu, počas ktorej je absorbované rastlinami a podiel absorbovaného fosforu, ktorý je zvyčajne malý a predstavuje asi 20 %.
Jurij Kruťjakov
Literatúra:
Figurovský N.A. Objav prvkov a pôvod ich názvov. M., Nauka, 1970
Fosfor v životnom prostredí. Ed. E. Griffith. M., "Mir", 1977
Fosforová technológia. Ed. V.A. L., "Chémia", 1979
Corbridge D. Fosfor: základy chémie, biochémie, technológie. M., "Mir", 1982
Populárna knižnica chemických prvkov. M., Nauka, 1983
Online zdroje: Phosphorus: http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/phosphat_rock/
FOSFOR, P, prvok V skupiny periodickej sústavy; atómová hmotnosť 31,03; nenašli sa žiadne izotopy fosforu. V zlúčeninách môže byť fosfor tri- a päťmocný. Jeho najvyššou zlúčeninou je vodík PH 3; s kyslíkom dáva oxidy P 2 O 3, P 2 O 4 a P 2 O 5. Fosfor sa valenciou a typom zlúčenín podobá na dusík, ale vlastnosťami (fosfor aj jeho zlúčeniny) je úplne iný ako dusík. v prírode sa vyskytuje a nachádza sa takmer vo všetkých horninách vo forme inklúzií kryštálov minerálu apatitu. Fosfor sa vyskytuje vo forme nahromadených minerálov fosforitov a apatitov. Apatit sa zriedkavo vyskytuje vo veľkých množstvách a kolosálne ložiská tohto minerálu v tundre Khibiny v ZSSR sú výnimkou. Fosfority sú známe v Georgii, na Floride, v Severnej a Južnej Karolíne, Tennessee, Alžírsku, Tunisku a na niektorých ostrovoch Veľkého oceánu. ZSSR je mimoriadne bohatý na fosfority, ktorých ložiská sú známe v Moskovskej oblasti, Urale, Kazachstane, Ukrajine, Čuvašskej republike, Podolí, Severnom Kaukaze atď. Minerály ako vivianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O a tyrkysová (Al203)2P205.5H20 sú vodné soli kyseliny fosforečnej. Fosfor je nenahraditeľnou zložkou, súčasťou tkanív živých organizmov. Proteíny obsahujúce fosfor a lecitín sa nachádzajú vo svaloch, nervoch a mozgu. Kosti obsahujú fosfor vo forme fosforečnanu vápenatého.
Fosfor možno získať v niekoľkých alotropných formách. Biely fosfor (obyčajný, žltý) je bezfarebná, priehľadná sklovitá látka alebo biele malé kryštály; Vo svojej čistej forme je možné biely fosfor získať iba v tme bez prítomnosti kyslíka a vlhkosti. Frakčnou destiláciou alebo frakčnou kryštalizáciou sa získa úplne čistý fosfor, ktorý na svetle rýchlo zožltne. Toto žltnutie sa vysvetľuje tvorbou tenkého filmu červenej modifikácie na povrchu fosforu. Pri dlhšom vystavení intenzívnemu svetlu sa obyčajný fosfor môže úplne premeniť na červenú. Pri 150°C bez prítomnosti kyslíka obyčajný fosfor sublimuje bez zmeny farby. Pre biely fosfor sú známe dve modifikácie - α a β; prvý kryštalizuje v pravidelnom systéme (špecifická hmotnosť 1,84), druhý (obyčajný fosfor) - v hexagonálnom systéme (špecifická hmotnosť 1,88). K prechodu α-fosforu na β-fosfor dochádza za nasledujúcich podmienok:
Mohsova tvrdosť fosforu je 0,5. Jeho plasticita sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Roztavený fosfor takmer nezmáča sklo; povrchové napätie 35,56 D/cm pri 132,1 °C a 43,09 D/cm pri 78,3 °C. Zodpovedajúce špecifické hmotnosti fosforu sú 1,665 a 1,714. Stlačiteľnosť bežného fosforu medzi 100 a 500 atm je 0,0000199 cm2/kg. Koeficient rozťažnosti obyčajného fosforu od 0°C do 40° = 0,000125 a jeho objem pri 44°C je 1,017-krát väčší ako objem pri 0°C. Tepelná kapacita bieleho fosforu (0-51°C) 0,183 cal/g; teplo topenia 5,03 cal/g. Hmotnosť 1 litra fosforových pár je 2,805 g (Williamson). Jeho molárna hmotnosť v rozsahu teplôt od 313 °C do červeného tepla sa pohybuje od 128 do 119,8. Preto štruktúra jeho molekuly v tomto rozsahu zodpovedá P4. Pri vysokých teplotách čiastočne disociuje na P 2 . V roztoku jeho molekula zodpovedá vzorcu P 4; teplota topenia obyčajného fosforu je 44,5 °C; pomaly sublimuje pri 40°C a pri normálnej teplote sa vyparuje. Tenzia pár obyčajného tuhého fosforu pri 5°C je 0,03 mm, pri 40°C - 0,50 mm. Rozpustnosť fosforu vo vode: 0,0003 g na 100 g vody pri 15 °C. Rôzne rozpúšťadlá rozpúšťajú približne fosfor (v 100 dieloch rozpúšťadla): sírouhlík 25, benzín 1,5, mandľový olej 1,00, koncentrovaná kyselina octová 1,00, éter 0,45, etylalkohol (špecifická hmotnosť 0,822) 0,25, glycerín sa dobre absorbuje 0,17 hodiny fosfor, najmä pri elektrickom výboji. Vodík je schopný reagovať s fosforom in statu nascendi; uvoľnený plyn už túto schopnosť nemá. Fluór reaguje pri normálnej teplote s fosforom bez vznietenia a vytvára PF 3 pri nadbytku fosforu a PF 5 pri nadbytku fluóru. Fosfor sa energeticky spája s kyslíkom, pričom vzniká fosfor alebo anhydrid kyseliny fosforečnej, v závislosti od množstva činidiel. Hydrochinón, cukor, glycerín a sodná soľ kyseliny arzénovej spomaľujú oxidačnú reakciu fosforu. Pri spojení s kyslíkom vo vzduchu sa fosfor vznieti, preto ho treba skladovať pod vodou. Teplota vznietenia fosforu vo vzduchu, v kyslíku alebo vo vzduchu zriedenom rovnakým objemom oxidu uhličitého je 45,0-45,2 °C. Zapálenie obyčajného fosforu je podporované riedením vzduchu a rušené stláčaním. Prítomnosť ozónu a vlhkosti v atmosfére zvyšuje teplotu vznietenia. V atmosfére sírouhlíka je teplota vznietenia fosforu 87 ° C, terpentín - 18 °; fosfor sa môže zahriať bez zapálenia na 205 ° C, ak je v pokoji; Najmenší premiešanie spôsobí vznietenie už pri 45°C. Bežný fosfor sa pri kontakte s čistým amalgamovaným hliníkom zapáli do 20 sekúnd. Dusík je absorbovaný fosforom, ale nereaguje s ním. Biely fosfor žiari v tme, keď príde do kontaktu so vzdušným kyslíkom. Intenzita žiary závisí od koncentrácie kyslíka. V čistom kyslíku pod 27°C fosfor nežiari a neoxiduje. Biely fosfor je jedovatý a dávka 0,15 g je smrteľná. Vzhľadom na schopnosť fosforu rozpúšťať sa v tukoch sú v prípade otravy tučné jedlá a mlieko úplne neprijateľné, pretože prispievajú k lepšiemu vstrebávaniu fosforu do organizmu.
Červený fosfor je modifikácia, ktorá sa svojimi fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami výrazne líši od bieleho fosforu. Červený fosfor sa tvorí z obyčajného fosforu prechodom elektrického výboja cez jeho pary. Zahriatím roztoku bieleho fosforu v bromide fosforitom na teplotu 170-190°C vzniká tzv. malinová odroda fosfor. Táto odroda má koloidnú štruktúru a je prechodná medzi obyčajným a červeným fosforom; prítomnosť jodidu fosforečného urýchľuje (3x) reakciu. Zahrievaním bežného fosforu so sírou alebo sulfidom a následným spracovaním výslednej zmesi s vodným roztokom alkálie alebo amoniaku možno tiež získať červený fosfor. V technológii sa červený fosfor získava zahrievaním bežného fosforu bez prístupu vzduchu pri teplote 240-250 ° C; reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla. Farba červeného fosforu sa mení v závislosti od výrobnej teploty. Pri nízkych teplotách má karmínový odtieň, pri vysokých má fialový alebo fialový odtieň. Selén urýchľuje prechod bieleho fosforu na červený. Oddelenie obyčajných fosforových nečistôt od červeného fosforu sa uskutočňuje pôsobením sírouhlíka počas 50 hodín pri teplote 250-260 °C alebo 10% roztokom alkálie sodíka počas 2 hodín; Je tiež možné premývať fosfor zmesou sírouhlíka a roztoku chloridu vápenatého so špecifickou hmotnosťou 1,349-1,384. Obyčajný fosfor sa rozpúšťa v sírouhlíku a červený fosfor sa usadzuje v roztoku chloridu vápenatého. Existuje predpoklad, že biele a červené modifikácie fosforu sú chemicky odlišné; dôkazom tejto pozície je, že keď sa zmieša roztavený žltý a červený fosfor, nepozoruje sa žiadny prechod prvého na druhý. Pri zahriatí v rozmedzí 280-400°C pary červeného fosforu čiastočne kondenzujú do tzv. kovový fosfor. Pri rýchlom ochladzovaní pary sa čiastočne tvorí červený fosfor a čím vyššia je teplota pred stuhnutím, tým väčšie je množstvo. Povrch prijímača pôsobí katalyticky za vzniku červeného fosforu. Trvanie ohrevu neovplyvňuje proces, ale ochladenie musí nastať rýchlo. Existuje názor (A. Stock), že červený fosfor vzniká ako výsledok kombinácie disociovaných molekúl fosforu medzi sebou alebo s nedisociovanými molekulami a že tvorba molekúl P 4 žltého fosforu je relatívne pomalšia ako tvorba červeného fosforu. molekuly fosforu. Kondenzácia červeného fosforu z parného stavu nezávisí od prítomnosti tekutého žltého fosforu. Červený fosfor, získaný ochladzovaním pár pri teplote 1200 °C a tlaku 5 mm, neobsahuje viac ako 1 % žltého fosforu; z toho vyplýva, že molekuly P 2 a P 4 sa podieľajú na tvorbe červeného fosforu. Je možné, že k tejto tvorbe dôjde podľa rovnice mP 2 + nP 4 = P 2 m+4 n. Existujú návrhy, že roztavený fosfor obsahuje molekuly P4 žltého fosforu a molekuly Pn červeného v rovnováhe:
Nad teplotou topenia červeného fosforu (592,5°C, podľa iných zdrojov 589,5°C) je väčšina molekúl vo forme P 4, takže pri rýchlom ochladzovaní vzniká biela odroda, ale pomalé ochladzovanie umožňuje posun rovnováhy doprava a Pri vytvrdnutí sa uvoľňuje červený fosfor. Špecifická hmotnosť červeného fosforu sa pohybuje od 2,05 do 2,3, čo nás núti považovať ho za zmes dvoch modifikácií. Existuje predpoklad, že červený fosfor je v kryštálovej štruktúre monoklinický. Stlačiteľnosť červeného fosforu (medzi 100-500 atm) je 0,0000092 cm2/kg; Teplota topenia červeného fosforu závisí od rýchlosti ohrevu a kolíše v rozmedzí ±0,5°C. Tlak pár červeného fosforu pri 230 °C je 0 mm, pri 360 °C - 0,1 mm, pri 500 °C - 9 atm. Červený fosfor je nerozpustný v sírouhlíku. Červený fosfor získaný uvoľňovaním tepla obsahuje menej energie a je výrazne menej aktívny ako biely fosfor. Červený fosfor nie je jedovatý, na vzduchu sa nevznieti, preto jeho skladovanie nie je také nebezpečné. Červený fosfor sa pri náraze zapáli. Hittorf tvrdí, že prechod červeného fosforu na žltý nie je pozorovaný pri teplote 320 ° C, ale druhý sa tvorí pri 358 ° C. V uzavretej skúmavke je červený fosfor stabilný pri teplotách od 450 do 610 °C.
Kryštalický alebo fialový fosfor má kryštalickú štruktúru, kryštály sú trigonálne s osovým pomerom a:c = 1:1,1308. Získava sa kryštalizáciou z roztaveného olova alebo bizmutu, ako aj zahrievaním bieleho fosforu pod tlakom 500 kg/cm 2 v prítomnosti sodíka. Nerozpustný v sírouhlíku; merná hmotnosť fialového fosforu 2,34; sublimuje pri 690,9 °C; teplota topenia 589,5 °C pri tlaku 43,1 atm.
Čierny fosfor (P. Bridgeman) sa získava z obyčajného fosforu zahrievaním na 216 °C pri tlaku 89 atm. Je nerozpustný v sírouhlíku; vznieti sa pri teplote 400°C a nevznieti sa nárazom; teplota prechodu červeného fosforu na čierny je 575 °C; červený fosfor sa pri zahrievaní vo vodíkovej atmosfére pri 200°C a tlaku 90 atm zmení na čierny (V. Ipatiev). Technický význam majú len 2 modifikácie: biely (žltý) a červený fosfor.
Získavanie fosforu. Zvyčajne sa pripravuje biely fosfor, ktorý sa v prípade potreby neskôr premení na červenú modifikáciu. Východiskovým materiálom na výrobu fosforu sú fosfority – prírodný trikalciumfosfát, najlepšie kostný popol. Proces pozostáva z redukcie fosforečnanu uhlím alebo pôsobenia hliníka na metafosforečnan sodný zmiešaný s oxidom kremičitým:
6NaP03 +3Si02 +10Al=3Na2Si03 +5Al203 +6P.
Sú známe 2 spôsoby priemyselnej výroby fosforu: 1) stará Pelletierova metóda, ktorá pozostáva z úpravy fosforečnanu (kostnej múčky) zriedenou kyselinou sírovou a fosforečnan vápenatý sa mení na fosforečnan vápenatý:
Ca3(P04)2+2H2S04=2CaS04+Ca(H2P04)2.
Tento roztok sa oddelí od sadry (CaSO 2H 2 O), odparí sa, kalcinuje sa uhlím a získa sa metafosforečnan vápenatý:
Ca(H2P04)2=2H20+Ca(P03)2,
ktorý pri silnej kalcinácii poskytuje fosfor, fosforečnan vápenatý a oxid uhoľnatý:
ZCa(P03)2+10C=Ca3(P04)2+4P+10CO.
Podľa Wöhlerovej metódy vychádzajú priamo z fosforečnanu vápenatého:
2Ca3(P04)2+6Si02+10C=6CaSi03+10CO+4P.
Tento proces vyžaduje vysokú teplotu a začal sa používať až so zavedením elektrických pecí. Existuje aj spôsob výroby fosforu z voľnej kyseliny fosforečnej zmiešanej s uhlím pomocou elektrického prúdu. Akademik v ZSSR. E.V. Britske vyvinul metódu výroby fosforu vo vysokých peciach.
Komerčný produkt vždy obsahuje stopy arzénu, zlúčenín kremíka a uhlíka. Mechanické nečistoty sa odstraňujú filtráciou, alebo ešte lepšie opakovanou destiláciou. Transformácia bieleho fosforu na červený sa uskutočňuje pri teplote 260 °C; zníženie tlaku spomaľuje reakciu; osvetlenie urýchľuje proces; vplyv majú aj katalyzátory (jód, selén).
Analytické stanovenie fosforu. Pary fosforu pôsobia na vlhký papier nasiaknutý dusičnanom strieborným a spôsobujú jeho sčernenie. Čierna je spôsobená tvorbou fosforu a kovu striebro . Reakcia prebieha v 2 stupňoch. Pri reakcii s vodou vzniká fosfor fosforovodík a kyselina fosforná:
P4+6N20=ZN3RO2+RN3.
Zlúčeniny vznikajúce pri reakcii pôsobia na dusičnan strieborný:
H 3PO 2 +2H20+4AgN03 = 4HNO 3 +H 3PO 4 +4Ag;
PH3+3AgN03=3HN03+PAg3.
Táto reakcia je použiteľná na objavenie bieleho fosforu len v neprítomnosti H 2 S, AsH 3, SbH 3, ako aj aldehydu mravčej a kyseliny mravčej. Objav jedovatého fosforu (podľa Mitscherlicha) je založený na schopnosti fosforu svietiť vo vlhkom vzduchu v tme. Rozdrvená látka, v ktorej sa má nachádzať fosfor, sa vloží do banky pripojenej k chladničke. Do banky sa naleje toľko vody, aby sa získala tekutá kaša, a obsah banky sa neutralizuje kyselinou vínnou do mierne kyslej reakcie. Keď sa banka zahrieva v tme, nevýznamné množstvo fosforu (niekoľko mg) už spôsobuje žiaru v chladničke. Keďže jav žiaru môže byť spôsobený aj prítomnosťou sírnika fosforu po jeho rozklade pri zahrievaní, odporúča sa zohrievať banku nie priamo, ale prechodom vodnej pary do nej. Žiarenie fosforu nie je pozorované v prítomnosti stôp amoniaku, sírouhlíka, alkoholových pár, éterických olejov a nenasýtených uhľovodíkov, preto by sa destilácia nemala zastaviť príliš skoro. Ak sa nepozoruje žiadna žiara, potom sa filtrát oxiduje chlórovou vodou, odparí sa vo vodnom kúpeli na malý objem a urobí sa test na kyselinu fosforečnú. Žiaru fosforu možno pozorovať aj v banke tak, že sa kvapalina najprv zohreje do varu, potom sa trochu ochladí a opäť sa zahreje do varu; 0,0171 mg fosforu svieti veľmi jasne, 0,0085 mg - jasne, 0,0042 mg - slabo a 0,001 mg - pochybne. Fosfor, redukovaný vodíkom in statu nascendi, dáva fosforový vodík, ktorý po zmiešaní s vodíkom po zapálení na výstupe z trubice s platinovým koncom horí smaragdovo zeleným plameňom. Organické látky zabraňujú vzhľadu farby, a preto by mali. oddelené. Kyselina dusičná ľahko oxiduje fosfor na kyselinu fosforečnú:
ZR 4 +20NN03 + 8H20 = 12H3RO4 +20NO3.
Fosfor sa kvantitatívne stanovuje po oxidácii na kyselinu fosforečnú a vyzrážaní vo forme MgNH 4 PO 4 .
Aplikácia. Fosfor je jedným z prvkov, bez ktorého nie je možný správny vývoj rastlinných a živočíšnych organizmov. Existuje priamy vzťah medzi obsahom fosforu v živnom médiu a rastom rastlín. Fosfor je spolu s dusíkom a draslíkom najdôležitejšou živinou, ktorú potrebujú poľnohospodárske plodiny. rastliny. Fosfor, ktorý sa odstraňuje z poľa spolu so zberom obilia, nemá vo svojom obehu uzavretý cyklus, a preto bez jeho umelého zavádzania do pôdy zvonku sa pozoruje vyčerpanie pôdy. Najväčšiu skupinu tvoria hnojivá obsahujúce fosfor. Fosfor sa používa vo vojne ako dymotvorná látka a na plnenie zápalných nábojov.
Veľké úspechy dosiahol v skúmaní vlastností fosforu začiatkom 70. rokov 18. storočia. veľký francúzsky chemik Antoine Laurent Lavoisier. Spaľovaním fosforu s inými látkami v uzavretom objeme vzduchu Lavoisier dokázal, že fosfor je nezávislý prvok a vzduch má zložité zloženie a skladá sa minimálne z dvoch zložiek – kyslíka a dusíka. "Týmto spôsobom po prvý raz postavil na nohy všetku chémiu, ktorá sa vo svojej flogistickej forme postavila na hlavu." Takto písal F. Engels o Lavoisierových dielach v predslove k druhému zväzku Kapitálu.
V roku 1799 Dondonald dokázal, že zlúčeniny fosforu sú nevyhnutné pre normálny vývoj rastlín.
V roku 1839 ďalší Angličan Laws ako prvý získal superfosfát – fosforečné hnojivo, ktoré rastliny ľahko absorbujú.
V roku 1847 nemecký chemik Schrötter, zahrievajúci biely fosfor bez prístupu vzduchu, získal novú odrodu (alotropickú modifikáciu) prvku č.15 - červený fosfor a už v 20. storočí, v roku 1934, americký fyzik P. Bridgman, skúmanie vplyvu vysokého tlaku na rôzne látky, izolovaný čierny fosfor, podobný grafitu. Toto sú hlavné míľniky v histórii prvku č. 15. Teraz sa pozrime, čo nasledovalo po každom z týchto objavov.
„V roku 1715 Gensing zistil prítomnosť fosforu v mozgovom tkanive... V roku 1769 Hahn dokázal, že kosti obsahujú veľa fosforu“
Fosfor je analógom dusíka. Aj keď sú fyzikálne a chemické vlastnosti týchto prvkov veľmi rozdielne, majú aj niečo spoločné, najmä to, že oba tieto prvky sú pre živočíchy a rastliny absolútne nevyhnutné. Akademik A.E. Fersman nazval fosfor „prvkom života a myslenia“ a túto definíciu možno len ťažko klasifikovať ako literárne preháňanie. Fosfor sa nachádza doslova vo všetkých orgánoch zelených rastlín: v stonkách, koreňoch, listoch, no najviac v plodoch a semenách. Rastliny akumulujú fosfor a dodávajú ho živočíchom.
U zvierat sa fosfor koncentruje najmä v kostre, svaloch a nervovom tkanive. Medzi ľudskými potravinami je žĺtok kuracích vajec obzvlášť bohatý na fosfor.
Ľudské telo obsahuje v priemere asi 1,5 kg prvku č. 15. Z tohto množstva je 1,4 kg v kostiach, asi 130 g vo svaloch a 12 g v nervoch a mozgu. Takmer všetky najdôležitejšie fyziologické procesy prebiehajúce v našom tele sú spojené s premenami organofosforových látok. Fosfor sa nachádza v kostiach hlavne vo forme fosforečnanu vápenatého. Zubná sklovina je tiež zlúčenina fosforu, ktorá zložením a kryštálovou štruktúrou zodpovedá najvýznamnejšiemu fosforovému minerálu, apatitu Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl).
Prirodzene, ako každý životne dôležitý prvok, fosfor prechádza v prírode kolobehom. Rastliny ho berú z pôdy a z rastlín sa tento prvok dostáva do tiel ľudí a zvierat. Fosfor sa vracia do pôdy s exkrementmi a keď mŕtvoly hnijú. Fosforobaktérie premieňajú organický fosfor na anorganické zlúčeniny. Za jednotku času sa však z pôdy odstráni podstatne viac fosforu, ako sa do pôdy dostane. Svetová úroda v súčasnosti každoročne odstraňuje z polí viac ako 3 milióny ton fosforu.
Prirodzene, na získanie udržateľných výnosov sa tento fosfor musí vrátiť do pôdy, a preto nie je prekvapujúce, že svetová produkcia fosforečnanu je v súčasnosti výrazne vyššia ako 100 miliónov ton ročne.
„...Proust a Klaproth dokázali, že fosfor je široko distribuovaný v zemskej kôre, hlavne vo forme fosforečnanu vápenatého“
V zemskej kôre sa fosfor vyskytuje výlučne vo forme zlúčenín. Ide najmä o slabo rozpustné soli kyseliny ortofosforečnej; Katiónom je najčastejšie vápenatý ión. Fosfor tvorí 0,08 % hmotnosti zemskej kôry. Z hľadiska prevalencie je medzi všetkými prvkami na 13. mieste. Fosfor je obsiahnutý v minimálne 190 mineráloch, z ktorých najvýznamnejšie sú: fluorapatit Ca 5 (PO 4) 3 F, hydroxyapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH, fosforit Ca 3 (PO 4) 2 s nečistotami.
Menej časté sú vivianit Fe 3 (PO 4) 2 *8H 2 O, monazit (Ce, La)PO 4, amblygonit LaAl(PO 4)F, trifylit Li(Fe, Mn)PO 4 a ešte zriedkavejšie xenotim YPO 4 resp. torbernit Cu (UO2)22*12H20.
Minerály fosforu sa delia na primárne a sekundárne. Z primárnych sú bežné najmä apatity, ktoré sa často vyskytujú medzi horninami vyvretého pôvodu. Tieto minerály vznikli pri tvorbe zemskej kôry.
Na rozdiel od apatitov sa fosfority vyskytujú medzi horninami sedimentárneho pôvodu, ktoré vznikajú v dôsledku smrti živých bytostí. Ide o sekundárne minerály. Fosfor sa nachádza v meteoritoch vo forme fosfidov železa, kobaltu a niklu. Tento bežný prvok sa samozrejme nachádza aj v morskej vode (6 * 10 -6 %).
„Lavoisier dokázal, že fosfor je nezávislý chemický prvok...“
Fosfor je nekov (ktorý sa predtým nazýval metaloid) so strednou aktivitou. Vonkajšia dráha atómu fosforu obsahuje päť elektrónov, z ktorých tri sú nepárové. Preto môže vykazovať valencie 3-, 3+ a 5+.
Na to, aby fosfor vykazoval valenciu 5+, je potrebný nejaký účinok na atóm, ktorý by dva párové elektróny poslednej dráhy zmenil na nepárové. Fosfor sa často nazýva mnohostranný prvok. V skutočnosti sa za rôznych podmienok správa odlišne a vykazuje buď oxidačné alebo redukčné vlastnosti. Všestrannosť fosforu zahŕňa aj jeho schopnosť existovať v niekoľkých alotropných modifikáciách.
Azda najznámejšou modifikáciou prvku č.15 je voskový, biely alebo žltý fosfor. Bol to Brand, kto ho objavil a vďaka svojim vlastnostiam dostal prvok svoje meno: v gréčtine „fosfor“ znamená svietiaci, svietiaci. Molekula bieleho fosforu pozostáva zo štyroch atómov usporiadaných do tvaru štvorstenu. Hustota 1,83, teplota topenia 44,1 °C. Biely fosfor je jedovatý a ľahko oxiduje. Rozpustný v sírouhlíku, kvapalnom amoniaku a SO 2, benzéne, éteri. Takmer nerozpustný vo vode.
Pri zahriatí bez prístupu vzduchu nad 250°C sa biely fosfor zmení na červený. Toto je už polymér, ale nie veľmi usporiadaná štruktúra. Reaktivita červeného fosforu je výrazne nižšia ako reaktivita bieleho fosforu. V tme nesvieti, nerozpúšťa sa v sírouhlíku a nie je jedovatý. Jeho hustota je oveľa väčšia, jeho štruktúra je jemne kryštalická.
Menej známe sú ďalšie, ešte viac vysokomolekulárne modifikácie fosforu – fialová, hnedá a čierna, ktoré sa navzájom líšia molekulovou hmotnosťou a stupňom usporiadania makromolekúl. Čierny fosfor, ktorý prvýkrát získal P. Bridgman v podmienkach vysokého tlaku (200 tisíc atm pri teplote 200 °C), pripomína skôr grafit ako biely alebo červený fosfor. Tieto modifikácie sú laboratórnou exotikou a na rozdiel od bieleho a červeného fosforu zatiaľ nenašli praktické uplatnenie.
Keď už hovoríme o aplikáciách elementárneho fosforu; Jeho hlavnými spotrebiteľmi sú výroba zápaliek, hutníctvo a chemický priemysel. V nedávnej minulosti sa časť výsledného elementárneho fosforu spotrebovala vo vojenských podnikoch a používala sa na prípravu dymových a zápalných kompozícií.
Hutníci sa zvyčajne snažia zbaviť kov fosforových nečistôt - zhoršuje to mechanické vlastnosti, ale niekedy sa fosfor do zliatin zavádza zámerne. Robí sa to vtedy, keď je potrebné, aby sa kov pri tuhnutí mierne roztiahol a presne nabral obrys tvaru. Fosfor je tiež široko používaný v chémii. Časť sa používa na prípravu chloridov fosforu potrebných pri syntéze niektorých organických prípravkov; Stupeň výroby elementárneho fosforu je prítomný aj v niektorých technologických schémach výroby koncentrovaných fosforečných hnojív.
Teraz o jeho súvislostiach
- Anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5 je vynikajúce vysúšadlo, ktoré nenásytne absorbuje vodu zo vzduchu a iné látky. Obsah P 2 O 5 je hlavným kritériom hodnoty všetkých fosfátových hnojív.
- Kyseliny fosforečné, predovšetkým kyselina ortofosforečná H 3 PO 4 , sa používajú v základnom chemickom priemysle. Soli fosforečných kyselín sú predovšetkým fosforečné hnojivá (špeciálna diskusia o nich) a fosforečnany alkalických kovov potrebné na výrobu detergentov.
- Halogenidy fosforu (hlavne chloridy PCl 3 a PCl 5) sa používajú v priemysle organickej syntézy.
- Zo zlúčenín fosforu s vodíkom je najznámejší fosfín PH3 - prudko jedovatý bezfarebný plyn s cesnakovým zápachom.
- Medzi zlúčeninami fosforu majú osobitné miesto organofosforové zlúčeniny. Väčšina z nich má biologickú aktivitu. Preto sa niektoré organofosforové zlúčeniny používajú ako liečivá, iné ako prostriedky na ničenie škodcov.
Samostatnú triedu látok tvorili fosfonitrilchloridy - zlúčeniny fosforu s dusíkom a chlórom. Fosfonitrilchloridový monomér je schopný polymerizácie. S rastúcou molekulovou hmotnosťou sa vlastnosti látok tejto triedy menia, najmä ich rozpustnosť v organických kvapalinách výrazne klesá. Keď molekulová hmotnosť polyméru dosiahne niekoľko tisíc, získa sa látka podobná gume – zatiaľ jediná guma, ktorá neobsahuje vôbec žiadny uhlík. Ďalšie zvyšovanie molekulovej hmotnosti vedie k tvorbe tvrdých látok podobných plastom. „Bezuhlíková guma“ má výraznú tepelnú odolnosť: začína sa rozpadávať až pri 350 °C.
"V roku 1839 Angličan Laws ako prvý získal superfosfát - fosforové hnojivo, ktoré rastliny ľahko absorbujú, aby mohli rastliny absorbovať fosfor, musí byť súčasťou rozpustnej zlúčeniny." Na získanie týchto zlúčenín sa fosforečnan vápenatý a kyselina sírová zmiešajú v takých pomeroch, že na každý gram molekuly fosforečnanu pripadajú dva gramové molekuly kyseliny. Výsledkom interakcie je vznik síranu a rozpustného dihydrogenfosforečnanu vápenatého: Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 → 2CaSO 4 + Ca(H 2 PO 4) 2.
Zmes týchto dvoch solí je známa ako superfosfát. V tejto zmesi je síran vápenatý z hľadiska agrochémie balast, ale zvyčajne sa neoddeľuje, pretože táto operácia je nákladná a výrazne zvyšuje náklady na hnojivo. Jednoduchý superfosfát obsahuje iba 14-20% P2O5. Koncentrovanejšie fosforečné hnojivo je dvojitý superfosfát. Získava sa reakciou fosforečnanu vápenatého s kyselinou fosforečnou: Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 3Ca(H 2 PO 4) 2.
Dvojitý superfosfát obsahuje 40-50% P2O5. V skutočnosti by bolo správnejšie nazvať ho trojitým: je trikrát bohatší na fosfor ako jednoduchý superfosfát. Niekedy sa ako fosforečné hnojivo používa zrazenina CaHPO 4 *H 2 O, ktorá sa získava reakciou kyseliny fosforečnej s hydroxidom alebo uhličitanom vápenatým. Toto hnojivo obsahuje 30-35% P2O5.
Pri preskúmaných zásobách fosforových surovín u nás, ale aj vo svete nie je situácia celkom priaznivá. Akademik S.I. Volfkovich z tribúny IX. Mendelejevovho kongresu o všeobecnej a aplikovanej chémii povedal: „Ak surovinová základňa dusíkatého priemyslu – vzdušný oceán, voda a zemný plyn – neobmedzuje rozsah novej výstavby a ložiská Doposiaľ preskúmaných draselných solí zabezpečuje rozvoj výroby draselných hnojív na viac ako tisícročie, potom doteraz preštudované zásoby domácich fosforových surovín pri plánovaných veľkých objemoch vystačia produkcia hnojív len na niekoľko desaťročí.“
Vo všeobecnosti platí toto tvrdenie aj dnes, napriek tomu, že rozsah výroby fosfátových hnojív sa výrazne zvýšil: v roku 1980 ZSSR vyrobil viac ako 30 miliónov ton fosfátových hnojív a 4,4 milióna ton fosfátových hnojív v roku 1965 a 3,24 milióna ton.
Limitujúcim prvkom agrochémie v súčasnosti zostáva fosfor, aj keď existujú možnosti na ďalšie rozšírenie výroby fosforečných hnojív. Množstvo ďalšieho fosforu možno získať komplexným spracovaním nerastných surovín, morských sedimentov na dne a detailnejším geologickým prieskumom. V dôsledku toho nemáme žiadne zvláštne dôvody na pesimizmus, najmä preto, že Rusko je na prvom mieste na svete, pokiaľ ide o zaznamenané zásoby fosforových rúd. Napriek tomu je potrebné hľadať nové ložiská a vyvíjať metódy výroby fosfátových hnojív z chudobnejších rúd. Nevyhnutné pre budúcnosť, pretože fosfor – „prvok života a myslenia“ – bude ľudstvo vždy potrebovať.
