Fosfor en sy verbindings. Praktiese toediening van fosforverbindings

2024 Outeur: Angel Austin | [email protected]. Laas verander: 2023-12-17 05:14

Onder die biogeniese elemente moet 'n spesiale plek aan fosfor gegee word. Inderdaad, daarsonder is die bestaan van sulke belangrike verbindings soos byvoorbeeld ATP of fosfolipiede, sowel as baie ander organiese stowwe, onmoontlik. Terselfdertyd is die anorganiese materiaal van hierdie element baie ryk aan verskeie molekules. Fosfor en sy verbindings word wyd gebruik in die industrie, is belangrike deelnemers aan biologiese prosesse, en word in verskeie vertakkings van menslike aktiwiteite gebruik. Oorweeg dus wat hierdie element is, wat die eenvoudige stof en die belangrikste verbindings is.

Fosfor: algemene kenmerke van die element

Die posisie in die periodieke tabel kan in verskeie punte beskryf word.

1. Vyfde groep, hoofsubgroep.
2. Derde klein periode.
3. Ordinale nommer - 15.
4. Atoommassa is 30 974.
5. Elektroniese konfigurasie van die atoom 1s²2s²2p⁶3s2^3p3.
6. Moontlike oksidasietoestande vanaf-3 tot +5.
7. Chemiese simbool - P, uitspraak in formules "pe". Die naam van die element is fosfor. Latynse naam Fosfor.

Die geskiedenis van die ontdekking van hierdie atoom gaan terug na die verre XII eeu. Selfs in die rekords van alchemiste was daar inligting wat die ontvangs van 'n onbekende "ligende" stof aandui. Die amptelike datum vir die sintese en ontdekking van fosfor was egter 1669. Die bankrot handelaar Brand, op soek na die steen van die wysgeer, het per ongeluk 'n stof gesintetiseer wat 'n gloed kan uitstraal en met 'n helder verblindende vlam brand. Hy het dit gedoen deur menslike urine herhaaldelik te kalsineer.

Daarna, onafhanklik van mekaar, is hierdie element op ongeveer dieselfde maniere ontvang:

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

Vandag is een van die gewildste metodes vir die sintese van hierdie stof die vermindering van die ooreenstemmende fosforbevattende minerale by hoë temperature onder die invloed van koolstofmonoksied en silika. Die proses word in spesiale oonde uitgevoer. Fosfor en sy verbindings is baie belangrike stowwe vir beide lewende wesens en vir baie sinteses in die chemiese industrie. Daarom moet 'n mens oorweeg wat hierdie element as 'n eenvoudige stof is en waar dit in die natuur voorkom.

Eenvoudige stof fosfor

Dit is moeilik om 'n spesifieke verbinding te noem wanneer dit by fosfor kom. Dit is as gevolg van die talleallotropiese modifikasies wat hierdie element het. Daar is vier hoofvariëteite van die eenvoudige stof fosfor.

1. Wit. Dit is 'n verbinding waarvan die formule Р₄ is. Dit is 'n wit vlugtige stof met 'n skerp onaangename reuk van knoffel. Dit ontsteek spontaan in lug by normale temperature. Brand met 'n ligte liggroen lig. Baie giftig en lewensgevaarlik. Die chemiese aktiwiteit is uiters hoog, dus word dit verkry en onder 'n laag gesuiwerde water gestoor. Dit is moontlik as gevolg van swak oplosbaarheid in polêre oplosmiddels. Koolstofdisulfied en organiese stowwe is die beste geskik vir hierdie wit fosfor. Wanneer dit verhit word, is dit in staat om te transformeer in die volgende allotropiese vorm - rooi fosfor. Wanneer dampe kondenseer en verkoel word, is dit in staat om lae te vorm. Olierig om aan te raak, sag, sny maklik met 'n mes, wit (effens gelerig). Smeltpunt 44⁰C. As gevolg van sy chemiese aktiwiteit word dit in sintese gebruik. Maar weens sy toksisiteit het dit nie 'n wye industriële toepassing nie.
2. Geel. Dit is 'n swak gesuiwerde vorm van wit fosfor. Dit is selfs meer giftig, dit ruik ook onaangenaam na knoffel. Ontsteek en brand met 'n helder liggroen vlam. Hierdie geel of bruin kristalle los glad nie in water op nie; wanneer dit ten volle geoksideer word, gee hulle wit rook uit met die samestelling P₄O₁₀.
3. Rooi fosfor en sy verbindings is die mees algemene en mees gebruikte modifikasie van hierdie stof in die industrie. Pasterige rooi massa, wat onder verhoogde druk kanom in die vorm van violetkristalle oor te gaan, is chemies onaktief. Dit is 'n polimeer wat net in sekere metale kan oplos en niks anders nie. By 'n temperatuur van 250⁰С sublimeer dit en verander dit in 'n wit modifikasie. Nie so giftig soos vorige vorms nie. Langtermyn blootstelling aan die liggaam is egter giftig. Dit word gebruik om 'n brandende laag op vuurhoutjiedosies aan te bring. Dit word verklaar deur die feit dat dit nie spontaan kan ontbrand nie, maar dit ontplof (ontbrand) tydens denotasie en wrywing.
4. Swart. Volgens eksterne data is dit baie soortgelyk aan grafiet, dit is ook vetterig om aan te raak. Dit is 'n elektriese halfgeleier. Donker kristalle, blink, wat glad nie in enige oplosmiddels kan oplos nie. Om dit aan die brand te slaan, is baie hoë temperature en voorlopige verhitting nodig.

Die onlangs ontdekte vorm van fosfor - metaalagtig is ook interessant. Dit is 'n geleier en het 'n kubieke kristalrooster.

Chemiese eienskappe

Die chemiese eienskappe van fosfor hang af van watter vorm dit is. Soos hierbo genoem, die mees aktiewe geel en wit wysiging. In die algemeen is fosfor in staat om te reageer met:

• metale wat fosfiede vorm en as 'n oksideermiddel optree;
• nie-metale wat as 'n reduseermiddel optree en vlugtige en nie-vlugtige verbindings van verskillende soorte vorm;
• sterk oksideermiddels wat in fosforsuur verander;
• met gekonsentreerde bytende alkalies volgens tipedisproporsionasie;
• met water teen baie hoë temperatuur;
• met suurstof om verskeie oksiede te vorm.

Die chemiese eienskappe van fosfor is soortgelyk aan dié van stikstof. Hy is immers deel van die pnictogen-groep. Die aktiwiteit is egter verskeie grootteordes hoër as gevolg van die verskeidenheid allotropiese modifikasies.

Being in die natuur

As 'n voedingstof is fosfor baie volop. Sy persentasie in die aardkors is 0,09%. Dit is 'n redelik groot aanwyser. Waar word hierdie atoom in die natuur gevind? Daar is verskeie hoofplekke om te noem:

• groen deel van plante, hul sade en vrugte;
• diereweefsel (spiere, bene, tandemalje, baie belangrike organiese verbindings);
• kors;
• grond;
• gesteentes en minerale;
• seewater.

In hierdie geval kan ons net oor verwante vorme praat, maar nie oor 'n eenvoudige stof nie. Hy is immers uiters aktief, en dit laat hom nie toe om vry te wees nie. Onder die minerale wat die rykste is aan fosfor is:

• Engels;
• fluorapptiet;
• svanbergite;
• fosforiet en ander.

Die biologiese betekenis van hierdie element kan nie oorskat word nie. Dit is immers deel van verbindings soos:

• proteïene;
• fosfolipiede;
• DNA;
• RNA;
• fosfoproteïene;
• ensieme.

Dit wil sê almal wat lewensbelangrik is en waaruit die hele organisme gebou is. Die daaglikse toelae vir 'n gemiddelde volwassene is ongeveer 2 gram.

Fosfor en sy verbindings

Om baie aktief te wees, vorm hierdie element baie verskillende stowwe. Dit vorm immers ook fosfiede, en self dien dit as 'n reduseermiddel. As gevolg hiervan is dit moeilik om 'n element te noem wat inert sal wees wanneer daarmee gereageer word. Daarom is die formules van fosforverbindings uiters uiteenlopend. Daar is verskeie klasse stowwe in die vorming waarvan hy 'n aktiewe deelnemer is.

1. Binêre verbindings - oksiede, fosfiede, vlugtige waterstofverbindings, sulfied, nitried en ander. Byvoorbeeld: P₂O₅, PCL₃, P_2S3_{, PH}3 _{en ander.}
2. Komplekse stowwe: soute van alle soorte (medium, suur, basies, dubbel, kompleks), sure. Voorbeeld: N₃PO₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H_{2 PO}4₎2_{, (NH}4₎2 HPO₄ en ander.
3. Suurstofbevattende organiese verbindings: proteïene, fosfolipiede, ATP, DNA, RNA en ander.

Die meeste van die aangewese tipes stowwe is van groot industriële en biologiese belang. Die gebruik van fosfor en sy verbindings is moontlik vir beide mediese doeleindes en vir die vervaardiging van doodgewone huishoudelike items.

Verbindings met metale

Binêre verbindings van fosfor met metale en minder elektronegatiewe nie-metale word fosfiede genoem. Dit is soutagtige stowwe wat uiters onstabiel is wanneer dit aan verskeie middels blootgestel word. Vinnige ontbinding (hidrolise) veroorsaak selfsgewone water.

Daarbenewens, onder die werking van nie-gekonsentreerde sure, breek die stof ook in die ooreenstemmende produkte af. Byvoorbeeld, as ons praat oor die hidrolise van kalsiumfosfied, dan sal die produkte metaalhidroksied en fosfien wees:

Ca₃P₂ + 6H₂O=3Ca(OH) 2 _{+ 2PH}3_↑

En deur die fosfied aan ontbinding onder die werking van 'n mineraalsuur te onderwerp, kry ons die ooreenstemmende sout en fosfien:

Ca₃P₂ + 6HCL=3CaCL₂ + 2PH ₃↑

Oor die algemeen lê die waarde van die verbindings wat oorweeg word, juis daarin dat as gevolg daarvan 'n waterstofverbinding van fosfor gevorm word, waarvan die eienskappe hieronder oorweeg sal word.

Vlugtige stowwe gebaseer op fosfor

Daar is twee hoofs:

• wit fosfor;
• fosfien.

Ons het reeds die eerste een hierbo genoem en die kenmerke gegee. Hulle het gesê dit was dik wit rook, hoogs giftig, onwelriekend en selfontbrandend onder normale omstandighede.

Maar wat is fosfien? Dit is die mees algemene en bekende vlugtige stof, wat die betrokke element insluit. Dit is binêr, en die tweede deelnemer is waterstof. Die formule van die waterstofverbinding van fosfor is pH₃, die naam is fosfien.

Die eienskappe van hierdie stof kan soos volg beskryf word.

1. Vvlugtige kleurlose gas.
2. Baie giftig.
3. Dit ruik soos vrot vis.
4. Werk nie met water nie en los baie swak daarin op. Goed oplosbaar inorganiese produkte.
5. Onder normale toestande, baie reaktief.
6. Self-vlam in die lug.
7. Geproduseer uit die ontbinding van metaalfosfiede.

'n Ander naam is Phosphane. Verhale uit antieke tye word daarmee geassosieer. Dit gaan alles oor die “dwalende ligte” wat mense soms nou in begraafplase en vleie gesien en sien. Sferiese of kersagtige ligte wat hier en daar verskyn en die indruk van beweging wek, is as 'n slegte teken beskou en bygelowige mense was baie bang daarvoor. Die oorsaak van hierdie verskynsel, volgens die moderne sienings van sommige wetenskaplikes, kan beskou word as die spontane verbranding van fosfien, wat natuurlik gevorm word tydens die ontbinding van organiese residue, beide plant en dier. Die gas kom uit en, in kontak met suurstof in die lug, ontbrand. Vlam kleur en grootte kan verskil. Meestal is dit groenerige helder ligte.

Natuurlik is alle vlugtige fosforverbindings giftige stowwe wat maklik is om op te spoor deur 'n skerp onaangename reuk. Hierdie teken help om vergiftiging en onaangename gevolge te vermy.

Verbindings met niemetale

As fosfor optree as 'n reduseermiddel, dan moet ons praat oor binêre verbindings met nie-metale. Dikwels is hulle meer elektronegatief. Dus, ons kan verskeie soorte stowwe van hierdie soort onderskei:

• verbinding van fosfor en swael - fosforsulfied P₂S₃;
• fosforchloried III, V;
• oksiede en anhidried;
• bromied en jodied enander.

Die chemie van fosfor en sy verbindings is uiteenlopend, so dit is moeilik om die belangrikste daarvan te identifiseer. As ons spesifiek praat oor die stowwe wat uit fosfor en nie-metale gevorm word, dan is oksiede en chloriede van verskillende samestellings van die grootste belang. Hulle word in chemiese sinteses gebruik as ontwateringsmiddels, as katalisators, ensovoorts.

Dus, een van die kragtigste droogmiddels is die hoogste fosforoksied - P₂O₅. Dit trek water so sterk aan dat by direkte kontak daarmee 'n hewige reaksie met sterk geraasbegeleiding plaasvind. Die stof self is 'n wit sneeuagtige massa, nader aan amorf in sy toestand van aggregasie.

Suurstofryke organiese verbindings met fosfor

Dit is bekend dat organiese chemie anorganiese chemie ver oortref in terme van die aantal verbindings. Dit word verklaar deur die verskynsel van isomerie en die vermoë van koolstofatome om kettings van atome van verskillende strukture te vorm wat met mekaar sluit. Natuurlik is daar 'n sekere orde, dit wil sê 'n klassifikasie, waaraan alle organiese chemie onderhewig is. Verbindingsklasse verskil, maar ons stel belang in een spesifieke een, direk verwant aan die betrokke element. Dit is suurstofbevattende verbindings met fosfor. Dit sluit in:

• koënsieme - NADP, ATP, FMN, piridoksaalfosfaat en ander;
• proteïene;
• nukleïensure, aangesien die fosforsuurresidu deel van die nukleotied is;
• fosfolipiede en fosfoproteïene;
• ensieme en katalisators.

Tipe ioon waarinfosfor is betrokke by die vorming van 'n molekule van hierdie verbindings, die volgende een is PO₄^3-, dit wil sê, dit is 'n suurresidu van fosforsuur. Dit is teenwoordig in sommige proteïene as 'n vrye atoom of 'n eenvoudige ioon.

Vir die normale funksionering van elke lewende organisme is hierdie element en die organiese verbindings wat daardeur gevorm word uiters belangrik en nodig. Inderdaad, sonder proteïenmolekules, is dit onmoontlik om 'n enkele strukturele deel van die liggaam te bou. En DNA en RNA is die belangrikste draers en oordraers van oorerflike inligting. Oor die algemeen moet alle verbindings sonder versuim teenwoordig wees.

Gebruik van fosfor in die industrie

Die gebruik van fosfor en sy verbindings in die industrie kan op verskeie punte gekenmerk word.

1. Gebruik in die vervaardiging van vuurhoutjies, plofstofverbindings, brandbomme, sommige brandstowwe, smeermiddels.
2. As 'n gasbreker en in die vervaardiging van gloeilampe.
3. Om metale teen korrosie te beskerm.
4. In die landbou as grondbemesting.
5. As 'n waterversagmiddel.
6. In chemiese sinteses in die produksie van verskeie stowwe.

Die rol in lewende organismes word verminder tot deelname aan die vorming van tandemalje en bene. Deelname aan die reaksies van ana- en katabolisme, asook die handhawing van die buffering van die interne omgewing van die sel en biologiese vloeistowwe. Dit is die basis in die sintese van DNA, RNA, fosfolipiede.