Что означает фосфор в химии

Содержание:

Фосфор — химический элемент и простое вещество:

В периодической системе химических элементов неметалл фосфор Р расположен в третьем периоде в VA-группе. Рассмотрим свойства этого химического элемента и образуемых им простых веществ более подробно.

Фосфор в природе

Из-за высокой химической активности фосфор в природе в свободном виде не встречается. В почве и в горных породах он содержится в виде солей фосфорной кислоты — фосфатов. Так, фосфат кальция

Фосфор поступает в организмы человека и животных с растительной пищей и продуктами питания. Растения, в свою очередь, усваивают фосфор из почвы.

При гниении остатков животных и растений фосфор возвращается в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 78).

Строение атомов фосфора

В атоме фосфора имеется 15 электронов, которые располагаются на трех электронных слоях:

На внешнем электронном слое у атомов фосфора, так же как и у атомов азота, имеется по 5 электронов. В соединениях с металлами и водородом фосфор проявляет степень окисления, равную –3, например в фосфиде кальция Максимальная положительная степень окисления, проявляемая атомами фосфора в соединениях, равна +5, например в фосфорной кислоте Для атомов фосфора также характерна степень окисления +3, например во фториде фосфора

Строение и физические свойства простых веществ

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

Белый фосфор состоит из молекул имеющих форму тетраэдра. В таких молекулах каждый из четырех атомов фосфора связан ковалентной связью с тремя остальными (рис. 79). Как молекулярное соединение белый фосфор легкоплавок и летуч. Белый фосфор — сильно ядовитое вещество, воспламеняется на воздухе, светится в темноте. Хранят его под слоем воды.

Белый фосфор впервые был получен из мочи алхимиком Хённигом Брандтом в 1669 г. в виде массы, светящейся в темноте. Отсюда произошло и название этого элемента (фосфор в переводе с греческого означает «светоносный»).

На свету и при нагревании до 300 °С без доступа воздуха белый фосфор превращается в порошок, цвет которого может быть от красно-бурого до красного и фиолетового (красный фосфор). Красный фосфор не летуч, не растворим в воде, не ядовит.

Красный и черный фосфор, с которым вы подробнее познакомитесь в курсе химии 11-го класса, имеют сложную структуру.

Химические свойства фосфора

Химически фосфор достаточно активен — непосредственно соединяется со многими простыми веществами с выделением большого количества теплоты. При этом фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с наиболее активными металлами. При этом образуются фосфиды:

Восстановительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с кислородом. Но у разных модификаций фосфора химическая активность различна. Например, белый фосфор при комнатной температуре легко окисляется на воздухе с образованием оксида фосфора(III):

Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор при поджигании загораются и горят ослепительно ярким пламенем (рис. 80) с образованием белого дыма оксида фосфора(V):

Применение фосфора

Фосфор используют в производстве фосфорной кислоты и фосфорных удобрений, полупроводниковых материалов как компонент покрытий стальных изделий и т. д. (рис. 81). Белый фосфор применяют для изготовления трассирующих боеприпасов как дымообразующее и зажигательное средство, красный фосфор — основной компонент смеси для спичечных коробков.

Современные спички, зажигающиеся при трении о специальную поверхность, были изобретены в Швеции в 1855 г. На боковые поверхности спичечного коробка наносят массу, состоящую из красного фосфора, оксида железа(III) Fe₂O₃, соединений сурьмы и марганца с примесью измельченного стекла и клея. В состав спичечной головки входят хлорат калия KClO₃, сера, наполнители и клей. При трении спичечной головки о фосфорные намазки происходит воспламенение:

Кислородсодержащие соединения фосфора

Среди неорганических соединений фосфора наибольшее значение имеют его оксиды, фосфорная кислота и ее соли.

Оксиды фосфора

В зависимости от условий окисления фосфора можно получить оксид фосфора(III) или оксид фосфора(V)

Оксид фосфора(V) представляет собой твердое, белое порошкообразное вещество, которое обладает способностью отнимать воду у многих веществ.

Оксид фосфора(V) используется в химических лабораториях и промышленности в качестве лучшего осушающего и отнимающего воду (дегидратирующего) средства.

При растворении оксида фосфора(V) в воде образуется фосфорная кислота

Оксид фосфора(III) и оксид фосфора(V) обладают кислотными свойствами: взаимодействуют с водой, осно Ђвными оксидами и основаниями. С продуктами этих реакций вы познакомитесь в 11-м классе.

Фосфорная кислота и ее соли

В молекуле атом фосфора соединен с четырьмя атомами кислорода одной двойной связью и тремя одинарными связями Модель молекулы и графическая формула фосфорной кислоты представлены на рисунке 82:

Фосфорная кислота является трехосновной кислотой. Она относится к слабым электролитам и в водных растворах диссоциирует обратимо.

Фосфорная кислота проявляет все свойства, характерные для кислот: изменяет окраску индикаторов, реагирует с металлами, расположенными в ряду активности до водорода, основными оксидами, основаниями и солями.

С водой фосфорная кислота смешивается в любых соотношениях.

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Большинство этих солей, кроме фосфатов щелочных металлов и аммония, нерастворимы в воде.

Применение фосфорной кислоты и фосфатов

В промышленности, в коммунальном хозяйстве и в быту фосфорную кислоту и ее соли применяют для замедления коррозии металлов, умягчения воды, борьбы с накипью и изготовления различных моющих средств. Пропитка древесины самой кислотой и ее солями делает дерево негорючим. На этой основе сейчас производят огнезащитные краски, негорючие фосфодревесные плиты, негорючий фосфатный пенопласт и другие строительные материалы. Фосфаты широко используются как фосфорные удобрения.

В пищевой промышленности небольшие добавки фосфорной кислоты заметно улучшают вкусовые качества мармелада, лимонадов и сиропов.

Более подробно со свойствами фосфорной кислоты H3PO4 и ее солей вы познакомитесь в курсе химии 11-го класса.

Минеральные удобрения

К важнейшим химическим элементам, необходимым для развития растений, относятся азот, фосфор и калий. Кроме названных, для жизнедеятельности растений важны и другие химические элементы: сера, магний, железо и кальций. Эти семь элементов называют макроэлементами. Кроме них, растениям в очень небольших количествах нужны марганец, кремний, бор, медь, цинк, молибден и др. — их называют микроэлементами (рис. 83).

Растения получают необходимые элементы из почвы в виде растворимых соединений. Например, азот растения усваивают либо в виде нитратиона либо в виде иона аммония фосфор — в виде фосфат-иона (рис. 84). Если таких соединений в почве мало, их надо добавлять до нормы (вносить удобрения).

Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания растений, их вносят в почву для повышения урожайности.

Азотные удобрения

Атомы азота входят в состав аминокислот и белков. Но непосредственно из воздуха азот могут усваивать только особые бактерии, которые живут в клубеньках корешков бобовых растений (гороха, фасоли, клевера, люпина, чечевицы) (рис. 85). Все другие растения потребляют азот из солей аммония или нитратов. Каждую осень человек собирает урожай, а значит, забирает из почвы соединения азота, из-за чего почва теряет свою плодородность, поэтому ее необходимо удобрять.

Азотные удобрения делятся на две группы: минеральные и органические. К минеральным азотным удобрениям относятся: сульфат аммония аммиачная вода и жидкий аммиак селитры: мочевина и др.

Органические азотные удобрения — это навоз, компост (удобрение, получаемое из органических остатков в результате их биологического разложения), помет и зеленые удобрения на основе бобовых растений. Помимо азота, они содержат и другие элементы, необходимые для питания растений.

В большом количестве высококонцентрированные азотные удобрения в Беларуси производятся на ОАО «Гродно Азот» (рис. 86).

Важно знать, что избыточное внесение в почву азотных удобрений приводит к тому, что нитраты попадают в пищевые продукты, загрязняя их и делая непригодными к употреблению. Содержание нитратов в овощах, фруктах и других продуктах не должно превышать предельно допустимой концентрации. При использовании экологически чистых продуктов человек в сутки потребляет нитраты массой 100—200 мг, из них 60—70 % — с овощами, а 10—20 % — с водой.

Фосфорные удобрения

В качестве фосфорных удобрений чаще всего используют кальциевые соли фосфорной кислоты. Одно из распространенных фосфорных удобрений — измельченная горная порода фосфорит (фосфоритная мука), основным компонентом которого является фосфат кальция Фосфорит плохо растворим в воде. К хорошо растворимым в воде фосфорным удобрениям относятся двойной суперфосфат и аммофос, с которыми более подробно вы познакомитесь в 11-м классе. Фосфорные удобрения в Беларуси производятся на Гомельском химическом заводе.

Фосфорные удобрения повышают урожайность сельскохозяйственных культур, придают растениям зимостойкость и устойчивость к неблагоприятным климатическим условиям, способствуют быстрому созреванию урожая в районах с коротким вегетационным периодом.

Калийные удобрения

В качестве калийного удобрения чаще всего используют хлорид калия KCl, встречающийся в составе различных горных пород (см. § 15).

Важным калийным удобрением является также зола растений, в которой калий находится в виде карбоната калия (поташа) Это вещество хорошо растворимо в воде и легко усваивается растениями. Кроме того, в золе содержатся фосфор, кальций и другие элементы, необходимые для развития растений.

При внесении минеральных удобрений в почву необходимо учитывать состав почвы и ее кислотность, нормы и сроки внесения удобрений, а также погодные условия.

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник

Фосфор (P, Phosphorus)

История фосфора

Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.

Общая характеристика фосфора

Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение – Р.

Нахождение в природе

Фосфор содержится в морской воде и земной коре в основном в виде минералов, которых около 190 (самые важные – апатит и фосфорит). Входит в состав всех частей зелёных растений, белков, ДНК.

Физические и химические свойства

фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора – красный, белый, чёрный и металлический.

Суточная потребность в фосфоре

Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.

Продукты питания богатые фосфором

Признаки нехватки фосфора

Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.

Признаки избытка фосфора

Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.

Полезные свойства фосфора и его влияние на организм

Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.

Усвояемость фосфора

При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и кальция (3:2), а также о том, что чрезмерное количество магния и железа замедляет процесс усвоения фосфора.

Применение фосфора в жизни

Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.

Источник

Фосфор

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Природные соединения

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до P₂.

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

Фосфорные кислоты

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Фосфор

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

2,19 [1] (шкала Полинга)

(белый фосфор)1,82 г/см³

21,6 [3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Содержание

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος ) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P₄. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10 9 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·10 5 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·10 10 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·10 11 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода) (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са₃(РО₄)₃·Ca(OH)₂. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология элементарного фосфора

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2—3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений — 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе — 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³. [6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Источник