Yra trys sudėtingų neorganinių junginių klasės: oksidai, hidroksidai (įskaitant rūgštis ir bazes) ir druskos. Daugelis metalų ir nemetalų gali sudaryti oksidus, hidroksidus, taip pat būti rūgščių liekanų dalimi. Taigi, fosforas yra įtrauktas į rūgšties likutį PO4. Yra keletas fosforo oksido veislių. Atitinkamai yra įvairių jo hidroksidų, kurie susidaro iš šių oksidų. Didžiausias fosforo hidroksido kiekis yra fosforo rūgštis. Šiame straipsnyje aptarsime fizines ir chemines šio elemento ir jo junginių savybes, taip pat pakalbėsime apie jo paplitimą gamtoje ir kitus įdomius faktus.
Fizikinės fosforo savybės
Jis gali būti įvairių variantų. Fosforas yra medžiaga, susidedanti iš vieno cheminio elemento. Jo atomai nesijungia į molekules. Fosforo formulė yra P. Tačiau, priklausomai nuo kristalinės gardelės struktūros, šis elementas gali egzistuoti trijų medžiagų pavidalu.
Labiausiai paplitęs yra b altas fosforas – jis turi vaškinę struktūrą ir didelį toksiškumą. Šios medžiagos lydymosi temperatūra yra keturiasdešimt keturi laipsniai Celsijaus, o virimo temperatūra yra du šimtai aštuoniasdešimt laipsnių. Su suteikta trintismedžiaga, ji labai greitai užsidega, todėl pjauna tik padėdami į vandens aplinką. Jei ilgą laiką kaitinate dviejų šimtų penkiasdešimties laipsnių Celsijaus temperatūroje, jis virsta raudonuoju fosforu. Ši medžiaga pateikiama rudai raudonų miltelių pavidalu. Raudonasis fosforas, skirtingai nei b altas, nėra nuodingas.
Stabiliausia šio elemento egzistavimo forma gali būti vadinamas juodasis fosforas, kuris pagal kai kurias išorines savybes panašus į metalą: pasižymi savitu blizgesiu, dideliu kietumu, elektros ir šilumos laidumu.
Chemijos požiūriu
Fosforas yra cheminis elementas, kuris periodinėje lentelėje yra penktoje grupėje ir trečiajame periode. Iš to galime daryti išvadą, kad jo valentingumas yra penki. Be to, iš periodinės lentelės matyti, kad elemento fosforo atominė masė yra trisdešimt vienas gramas vienam moliui. Tai reiškia, kad 1 molis medžiagos svers 31 vieną gramą. Atsižvelgdami į chemines fosforo savybes, kalbėsime apie jo reakcijas su paprastais ir sudėtingais junginiais.
Sąveika su paprastomis medžiagomis
Pirmas dalykas, į kurį reikia atkreipti dėmesį, yra fosforo oksidacija. Tai jo reakcija su deguonimi. Dėl to gali susidaryti dvi skirtingos medžiagos – viskas priklausys nuo šių komponentų proporcijų.
Pirmasis variantas – keturi moliai fosforo ir trys moliai deguonies sudaro du molius fosforo trioksido. Tokią cheminę sąveiką galima parašyti taiplygtis: 4P + 3O2=2P2O3.
Antrasis variantas yra keturių molių fosforo ir penkių molių deguonies, dviejų molių fosforo pentoksido susidarymas. Šią reakciją galima išreikšti naudojant šią lygtį:
Abejų cheminių reakcijų metu labai išsiskiria šviesa. Be to, fosforas gali sąveikauti su tokiomis paprastomis medžiagomis kaip metalai, halogenai (fluoras, jodas, bromas, chloras), siera. Šis cheminis elementas gali turėti tiek redukuojančių, tiek oksiduojančių savybių. Sąveikos su halogenais pavyzdys yra chlorinimas. Jis vyksta dviem etapais. Pirmasis yra dviejų molių fosforo trichlorato susidarymas iš dviejų molių aptariamo nemetalo ir trijų molių chloro. Šią sąveiką galima išreikšti naudojant šią lygtį: 2P +3Cl2=2PCl3.
Antras šio proceso etapas – chloro atomų pridėjimas į jau gautą fosforo trichloratą. Taigi, į vieną molį pastarojo įpylus tokį pat tūrį chloro, susidaro vienas molis fosforo pentachlorato. Šios reakcijos lygtį parašome taip: PCl3 + Cl2=PCl5.
Fosforo sąveikos su metalais dėsningumai matyti šiame pavyzdyje. Jei paimtume tris molius kalio ir vieną molį fosforo, gautume vieną molį kalio fosfido. Tokį procesą galima parašyti naudojant šią reakcijos lygtį: 3K + P=K3R.
Sąveika susudėtingos medžiagos
Sudėtingi cheminiai junginiai, su kuriais fosforas gali reaguoti, yra rūgštys ir druskos. Iš eilės apibūdinkime nagrinėjamo elemento sąlyčio su šiomis cheminių medžiagų grupėmis ypatybes.
Fosforas ir rūgštys
Iš visų kitų išsiskiria fosforo ir azoto rūgšties sąveika. Norint atlikti tokią reakciją, reikia paimti šiuos komponentus: fosforo po tris molius, penkis molius nitratinės rūgšties, taip pat vandens - du molius. Dėl tokios cheminės sąveikos gauname šiuos produktus: fosforo rūgštį ir azoto oksidą. Šios reakcijos lygtis parašyta taip: 4 + 5NO.
Fosforas ir druskos
Tokią cheminę sąveiką galima nagrinėti nagrinėjamo nemetalo reakcijos su vario sulfatu pavyzdžiu. Norint atlikti šį procesą, reikia paimti du molius fosforo, penkis molius vario sulfato, aštuonis molius vandens. Dėl šių medžiagų sąveikos gauname šiuos cheminius junginius: sulfato rūgštis yra penkių molių, gryno vario - tiek pat ir fosforo rūgšties - du moliai. Šis procesas gali būti parašytas šios lygties forma: SO4 + 5Cu + 2H3PO4.
Gauti šį nemetalą
Pramonėje nagrinėjama medžiaga ekstrahuojama iš cheminio junginio, pvz., kalcio fosfato. Už taiatliekama tokia cheminė reakcija: nurodyta druska sumaišoma su smėliu (silicio oksidu) ir anglimi molinėmis proporcijomis 1:3:5, todėl gaunamas kalcio silikatas, fosforas ir čado dujos moliniu santykiu 3:2:5.
Fosforo junginiai ir jų savybės
Labiausiai paplitęs nemetalų junginių yra fosforo hidroksidas. Jis gali būti kelių tipų, priklausomai nuo oksido, iš kurio jis susidaro. Fosforo hidroksidas gali būti gaunamas atliekant cheminę reakciją tarp jo oksido ir vandens. Dėl šių reakcijų susidaro įvairių rūšių medžiagos. Taigi iš trioksido galima gauti hidroksidą (3), o iš pentoksido – fosforo hidroksidą (5). Šios medžiagos turi rūgštinių savybių ir savo ruožtu gali reaguoti su metalais, druskomis, bazėmis ir kt.
Didžiausias fosforo hidroksido kiekis yra fosforo rūgštis. Jis yra prisotintas deguonimi ir tribazinis. Jo formulė yra H3PO4.
Pagrindinės cheminės savybės
Fosforo hidroksidas, kurio formulė pateikta aukščiau, gali reaguoti tiek su paprastomis, tiek su sudėtingomis medžiagomis. Pažvelkime į šiuos procesus atidžiau.
Fosforo rūgšties reakcijos su metalais
Kaip ir kiti šios klasės cheminiai junginiai, fosforo hidroksidas gali sąveikauti su metalais. Šio proceso metu vyksta poslinkio reakcija, kurios metu metalo atomai išstumia vandenilio atomus, taip susidaro druska ir vandenilis, kuris išleidžiamas į orą kaip nemalonaus kvapo dujos. Kad ši reakcijagali būti realizuotas, metalas turi būti elektrocheminėje aktyvumo serijoje vandenilio kairėje. Tai yra, tokios medžiagos kaip varis, sidabras ir kitos panašios medžiagos negali reaguoti su fosforo rūgštimi, nes dėl mažo cheminio aktyvumo jos negalės išstumti vandenilio atomų iš junginių.
Paimkite aliuminį kaip pavyzdį. Pridėjus du molius šio elemento į du molius fosforo hidroksido, gauname atitinkamai 2 ir 3 molius aliuminio fosfato ir vandenilio. Šios reakcijos lygtis parašyta taip: 2Al + 2H3PO4=2AlPO4 + 3H 2.
Sąveika su bazėmis
Fosforo hidroksidas, kaip ir daugelis kitų rūgščių, gali pradėti chemines reakcijas su bazėmis. Tokie procesai vadinami mainų reakcijomis. Dėl to susidaro naujas hidroksidas, taip pat nauja rūgštis. Tokios reakcijos gali vykti tik tuo atveju, jei vienas iš susidarančių produktų yra netirpus vandenyje, tai yra, jis nusėda, išgaruoja kaip dujos arba yra vanduo arba labai silpnas elektrolitas.
Fosforo rūgštis ir druskos
Šiuo atveju taip pat vyksta mainų reakcija. Dėl to galite gauti naujos rūgšties ir druskos. Kad įvyktų tokia reakcija, taip pat reikia laikytis taisyklės, kuri buvo aprašyta aukščiau.
Fosforo ir jo junginių naudojimas pramonėje
Visų pirma, naudojami šio cheminio elemento junginiaigaminant mišinį, kuris tepamas ant degtukų dėžučių šoninio paviršiaus. Pačios degtukų galvutės taip pat apdorojamos mišiniu, kuriame yra fosforo.
Šio nemetalo pentoksidas plačiai naudojamas kaip dujų džiovintuvas. Jis taip pat naudojamas chemijos pramonėje, norint gauti fosforo hidroksidą, kurio formulė ir savybės buvo aptartos aukščiau. Be to, jis naudojamas stiklo gamyboje.
Fosforo hidroksidas taip pat naudojamas daugelyje pramonės šakų. Visų pirma, jis naudojamas trąšų gamyboje. Taip yra dėl to, kad fosforas augalams yra tiesiog gyvybiškai svarbus. Todėl yra daugybė skirtingų trąšų, kurios gaminamos iš atitinkamo nemetalo junginio. Šiems tikslams naudojamos tokios medžiagos kaip kalcio fosfatas. Druska naudojama kaip trąša sum alta. Be to, tam naudojamas paprastas ir dvigubas superfosfatas. Ammofosas ir nitroamofosas taip pat gali būti naudojami kaip trąšos. Be visų aukščiau išvardytų, druskos arba fosforo hidroksidas naudojami kaip reagentas sidabro junginių buvimui tirpale nustatyti. Taigi į tirpalą pridedama medžiaga, kurioje yra rūgšties liekanos PO4. Jei pastarajame yra druskų arba sidabro hidroksido, susidarys sodrios geltonos nuosėdos. Tai argento fosfatas, kurio cheminė formulė yra tokia: AgNO3.
Fosforo atomo struktūra
Kaip žinote, visi atomai susideda iš branduolio ir besisukančių elektronųAplink jį. Branduolys susideda iš protonų ir neutronų. Elektronai turi neigiamą krūvį, protonai – teigiamą, o neutronai – nulinį. Fosforo serijos numeris periodinėje lentelėje yra penkiolika. Iš to galime daryti išvadą, kad jo branduolyje yra penkiolika protonų. Jei atomas yra neutralus, o ne jonas, tada elektronų yra tiek, kiek protonų. Tai yra, fosforo atveju jų yra penkiolika.
Jei vienas iš elektronų paliks savo orbitą, atomas virs teigiamai įkrautu jonu, ty katijonu. Jei susijungia vienas elektronas, susidaro neigiamo krūvio jonas – anijonas.
Periodinėje cheminių elementų lentelėje matote, kad fosforas priklauso trečiajam periodui. Iš to aišku, kad aplink branduolį yra trys orbitos, kuriose elektronai pasiskirstę tolygiai. Pirmasis turi du, antrasis – aštuonis, o trečiasis – penkis.
Plitimas gamtoje
Fosforo masės dalis žemės plutoje yra 0,08 %. Gamtoje tai nėra labai paplitęs cheminis elementas. Tačiau yra visa grupė mineralų, kuriuose yra fosforo. Tai yra apatitai, taip pat fosforitai. Labiausiai paplitęs iš pirmosios grupės yra fluorapatitas. Jo cheminė formulė yra tokia: 3Ca3(PO4)2•CaF2. Yra skaidrių, žalių ir turkio atspalvių. Tarp fosforitų labiausiai paplitęs kalcio fosfatas, kurio cheminė formulė yra tokia: Ca3(PO4)2. Be to, fosforo junginiaiyra įvairių gyvų organizmų audiniuose.
Fosforo ir jo junginių vaidmuo gamtoje ir organizme
Šis cheminis elementas labai svarbus normaliai beveik visų organų ir jų sistemų veiklai. Visų pirma, be jo neįmanoma sklandžiai funkcionuoti inkstai. Šis elementas dalyvauja medžiagų apykaitos procesuose organizme. Tai taip pat skatina greitą audinių regeneraciją. Be jo kai kurie vitaminai tiesiog negali būti suaktyvinti, kad būtų naudingi organizmui – todėl fosforas dažnai dedamas į beveik visus vitaminų preparatus kaip papildomas komponentas. Be to, tai vienas iš cheminių elementų, užtikrinančių normalią širdies veiklą. Jis, be visų aukščiau išvardytų dalykų, dalyvauja ląstelių dalijimosi procese, todėl gyvybė Žemėje be šio mikroelemento neįmanoma.
Vandens ir druskos balanso reguliavimas yra dar viena funkcija, kurią organizme atlieka šiame straipsnyje aptariami nemetalų junginiai. Be to, tai vienas iš pagrindinių kaulų ir raumenų audinio komponentų. Didelė jo dalis randama ir dantyse. Be kita ko, taip pat verta paminėti, kad fosforas dalyvauja užtikrinant normalią nervų sistemos veiklą. Aptariamo mikroelemento trūkumo organizme simptomai yra šie: padidėjęs nuovargis, mažas darbingumas, nervų sistemos veiklos sutrikimai (neurozė, isterija ir kt.), per dažni peršalimai, širdies raumens išsekimas., kaulų ir raumenų skausmas, labai prastas apetitas. Norėdami išvengti tokio reiškinio kaip fosforo trūkumas organizme, turite žinotikokiuose maisto produktuose jo yra.
Visų pirma, tarp maisto produktų, kuriuose gausu nagrinėjamo cheminio elemento, reikėtų išskirti žuvį. Ypač didelė fosforo koncentracija stebima tokiose rūšyse kaip eršketai, skumbrės, paprastosios stauridės, tunai, sardinės, stintarai, stintos, stintos. Be to, šiame straipsnyje aptariamas mikroelementas yra krabų mėsoje, krevetėse, taip pat pieno produktuose, tokiuose kaip varškė, lydytas sūris ir sūris.
Išvados
Fosforas, nors ir nėra labai paplitęs cheminis elementas planetoje, yra labai svarbus tiek pramoniniu, tiek biologiniu požiūriu. Jis ir jo junginiai, ypač fosforo hidroksidas, naudojami įvairių rūšių gaminiams gaminti. Straipsnyje taip pat aprašytos fosforo hidroksido (fosforo rūgšties) savybės ir jo sąveikos su metalais, bazėmis ir druskomis ypatybės.
