Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2

Para fosfora na ovoj temperaturi sastoji se gotovo u potpunosti od molekula P 2 , koje se kondenziraju u molekule P 4 nakon hlađenja.

Kada se para kondenzira, nastaje bijeli (žuti) fosfor, koji se sastoji od molekula P 4 koje imaju oblik tetraedra. To je vrlo reaktivna, meka, voštana, blijedožuta tvar, topiva u ugljikovom disulfidu i benzenu. U zraku, fosfor se zapali na 34 ° C. Ima jedinstvenu sposobnost da svijetli u mraku zbog spore oksidacije na niže. Bio je to bijeli fosfor koji je jednom izolirao Brand.

Ako se bijeli fosfor zagrijava bez pristupa zraku, prelazi u crveni (prvi put je dobiven tek 1847.). Ime crveni fosfor odnosi se na nekoliko modifikacija odjednom, koje se razlikuju po gustoći i boji: kreće se od narančaste do tamnocrvene, pa čak i ljubičaste. Sve vrste crvenog fosfora su netopljive u organskim otapalima, u usporedbi s bijelim fosforom, manje su reaktivne (zapaljuju se na zraku pri t> 200 ° C) i imaju polimernu strukturu: to su P 4 tetraedri međusobno povezani u beskonačnim lancima. Od njih se nešto razlikuje "ljubičasti fosfor" koji se sastoji od skupina P 8 i P 9 položenih u dugačke cjevaste strukture peterokutnog presjeka.

Na visoki krvni tlak bijeli fosfor se pretvara u crni fosfor, izgrađen od volumetrijskih šesterokuta s atomima fosfora na vrhovima, međusobno povezanih u slojevima. Prvi put ovu transformaciju izveo je 1934. godine američki fizičar Percy Williams Bridgman. Struktura crnog fosfora nalikuje grafitu, s jedinom razlikom što slojevi formirani od atoma fosfora nisu ravni, već "valoviti". Crni fosfor je najmanje aktivna modifikacija fosfora. Kada se zagrijava bez pristupa zraku, ona, poput crvene, prelazi u paru, iz koje se kondenzira bijeli fosfor.

Bijeli fosfor je vrlo otrovan: letalna doza je oko 0,1 g. Zbog opasnosti od samozapaljenja u zraku, skladišti se ispod sloja vode. Crveni i crni fosfor manje su toksični jer su nehlapljivi i praktički netopljivi u vodi.

Kemijska svojstva

Kemijski najaktivniji je bijeli fosfor (radi jednostavnosti, u jednadžbama reakcija koje uključuju bijeli fosfor, oni su napisani kao P, a ne P 4, pogotovo jer su slične reakcije moguće uz sudjelovanje crvenog fosfora, čiji je molekularni sastav neodređen). Fosfor se izravno povezuje s mnogim jednostavnim i složenim tvarima. U kemijskim reakcijama, fosfor, poput , može biti i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Kao oksidans fosfor u interakciji s mnogima stvara fosfide, na primjer:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na 3 P

Imajte na umu da se fosfor praktički ne spaja izravno s fosforom.

Kao redukcijsko sredstvo fosfor u interakciji s halogenima, sumporom (tj. s više elektronegativnih nemetala). U tom slučaju, ovisno o reakcijskim uvjetima, mogu nastati spojevi fosfora (III) i spojevi fosfora (V).

a) sporom oksidacijom ili nedostatkom kisika fosfor se oksidira u fosfor (III) oksid ili fosforni anhidrid P 2 O 3:

4P + 3O 2 \u003d 2P 2 O 3

Kada se fosfor spaljuje u suvišku (ili zraku), nastaje fosforov oksid (V) ili fosforni anhidrid P 2 O 5:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5

b) ovisno o omjeru reagensa, interakcija fosfora s halogenima odnosno sumporom stvara halogenide i sulfide trovalentnog i peterovalentnog fosfora; npr.:

2P + 5Cl 2 (npr.) \u003d 2PCl 5

2P + 3Cl 2 (nedovoljno) = 2PCl 3

2P + 5S(e) = P 2 S 5

2P + 3S (nedovoljno) = P 2 S 3

Treba napomenuti da fosfor s jodom tvori samo spoj PI3.

Fosfor igra ulogu redukcijskog sredstva u reakcijama s oksidirajućim kiselinama:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO

- s koncentriranom dušičnom kiselinom:

P + 5HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

- s koncentriranom sumpornom kiselinom:

2P + 5H 2 SO 4 \u003d 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Fosfor ne stupa u interakciju s drugim kiselinama.

Kada se zagrijava s vodenim otopinama, fosfor prolazi kroz disproporcioniranje, na primjer:

4P + 3KOH + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2

8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2

Osim fosfina PH 3, kao rezultat ovih reakcija nastaju soli hipofosforne kiseline H 3 PO 2 - hipofosfiti, u kojima fosfor ima karakteristično oksidacijsko stanje +1.

Upotreba fosfora

Glavnina fosfora proizvedenog u svijetu troši se na proizvodnju fosforne kiseline iz koje se dobivaju gnojiva i drugi proizvodi. Crveni fosfor se koristi u proizvodnji šibica, nalazi se u masi koja se nanosi na kutiju šibica.

fosfin

Najpoznatiji vodikov spoj fosfora je fosfin PH 3 . Fosfin je bezbojni plin s mirisom češnjaka i vrlo je otrovan. Vrlo topiv u organskim otapalima. Za razliku od amonijaka, slabo je topiv u vodi. Fosfin nema praktičnu vrijednost.

Priznanica

Gore je razmatrana metoda za dobivanje fosfina interakcijom fosfora s vodenim otopinama. Drugi način je djelovanje klorovodične kiseline na metalne fosfide, na primjer:

Zn 3 P 2 + 6HCl \u003d 2PH 3 + 3ZnCl 2

Kemijska svojstva

1. Kiselina - bazična svojstva

Budući da je slabo topljiv u vodi, fosfin s njom stvara nestabilni hidrat koji pokazuje vrlo slaba osnovna svojstva:

PH 3 + H 2 O ⇄ PH 3 ∙H 2 O ⇄ PH 4 + + OH -

Fosfonijeve soli nastaju samo sa:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl

PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4

1. Redoks svojstva

Potpuni popis sažetaka može se pogledati

*na snimci je fotografija bijelog fosfora

DEFINICIJA

fosfin(fosfor hidrid, monofosfan) u normalnim uvjetima je bezbojan plin, slabo topljiv u vodi i ne reagira s njom.

Bruto formula je PH 3 (struktura molekule prikazana je na slici 1). Molarna masa fosfina je 34,00 g/mol.

Riža. 1. Struktura molekule fosfina, s naznakom veznog kuta i duljine kemijske veze.

Pri niskim temperaturama stvara čvrsti klarat 8PH 3 × 46H 2 O. Gustoća - 1,5294 g / l. Vrelište - (-87,42 o C), talište - (-133,8 o C).

U OVR je jak redukcijski agens, oksidira ga koncentrirana sumporna i dušična kiselina, jod, kisik, vodikov peroksid i natrijev hipoklorit. Svojstva donora mnogo su manje izražena nego kod amonijaka.

PH3, oksidacijska stanja elemenata u njemu

Da biste odredili oksidacijska stanja elemenata koji čine fosfin, prvo morate otkriti za koje elemente je ta vrijednost točno poznata.

Fosfin je trivijalni naziv za fosforov hidrid, a kao što znate, oksidacijsko stanje vodika u hidridima je (+1). Da bismo pronašli oksidacijsko stanje fosfora, uzmimo njegovu vrijednost kao "x" i odredimo je pomoću jednadžbe elektroneutralnosti:

x + 3×(+1) = 0;

Dakle, oksidacijsko stanje fosfora u fosfinu je (-3):

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Zadatak	Odredite oksidacijska stanja kiselotvornih elemenata u sljedećim spojevima: HNO 2 , H 2 CO 3 , H 4 SiO 4 , HPO 3 .
Odluka	U tim spojevima, elementi koji tvore kiselinu su dušik, ugljik, silicij i fosfor. Oksidacijsko stanje kisika je (-2), a vodika - (+1). Uzmimo oksidacijsko stanje elementa koji stvara kiselinu kao "x" i upotrijebimo jednadžbu elektroneutralnosti da pronađemo njegovu vrijednost: 1 + x + 2×(-2) = 0; Oksidacijsko stanje dušika je (+3). 2×(+1) + x + 3×(-2) = 0; Oksidacijsko stanje ugljika je (+4). 4×(+1) + x + 4×(-2) = 0; Oksidacijsko stanje silicija je (+4). 1 + x + 3×(-2) = 0; Oksidacijsko stanje fosfora je (+5).
Odgovor	HN +3 O 2, H 2 C +4 O 3, H 4 Si +4 O 4, HP +5 O 3

PRIMJER 2

Zadatak	Željezo pokazuje najviši stupanj oksidacije u spoju: K4; K3; Fe(OH)2.
Odluka	Kako bismo dali točan odgovor na postavljeno pitanje, pomoću jednadžbe električne neutralnosti naizmjenično ćemo odrediti stupanj oksidacije željeza u svakom od predloženih spojeva. a) Oksidacijsko stanje kalija je uvijek (+1). Oksidacijsko stanje ugljika u cijanidnom ionu je (+2), a dušika - (-3). Uzmimo za "x" vrijednost oksidacijskog stanja željeza: 4x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; b) Oksidacijsko stanje kalija je uvijek (+1). Oksidacijsko stanje ugljika u cijanidnom ionu je (+2), a dušika - (-3). Uzmimo za "x" vrijednost oksidacijskog stanja željeza: 3x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; c) Stupanj oksidacije kisika u oksidima (-2). Uzmimo za "x" vrijednost oksidacijskog stanja željeza: d) Oksidacijsko stanje kisika i vodika je (-2), odnosno (+1). Uzmimo za "x" vrijednost oksidacijskog stanja željeza: x + 2×(-2) + 2× 1 = 0; Najviše oksidacijsko stanje željeza je (+3) i očituje se u spoju sastava K 3 .
Odgovor	opcija 2

Najbliži izvor kamena koji sadrži fosfin, naznačeno je na kartama, a David je tamo poslao radnu grupu plavih i zelenih konjanika, koji su trebali započeti žetvu vatrenog kamena.

Sada su bili svjesni svih lukavstava neprijatelja, naučili su procijeniti karakteristike napada, naučili su kako sačuvati snagu konjanika i životinja, kako se zaštititi od para. fosfin i potezi Niti.

vatrene mlaznice fosfin, izbacujući zmajeve, formirali su neprestano promjenjivi uzorak svjetla u zraku.

Jahači su otkrili naslage fosfin na visoravni negdje između rijeke Malay i Sadrida.

Dok je zmaj smjestio svoje glomazno tijelo na takvo neprikladno mjesto za slijetanje, njegova su široka krila zaletjela po dvorištu koje je mirisalo na fosfin zrak.

Zatim je oprao smrdljivu fosfin hlače i košulju i osušio ih na suncu, objesivši ih u grmlje.

Kad je Jaxom ušao u njegovu sobu, na putu da promijeni smrad fosfin letačko odijelo, ugledao je skicu zaljeva, još uvijek položenu na njegovu radnom stolu.

Jacksom je gurnuo Rutin dio u usta i, kao i uvijek osjećajući unutarnju zebnju, počeo osluškivati ​​zmajeve moćne zube kako drobe zasićenu fosfin stijena.

Oksidacijsko stanje u PH3

Opće informacije o fosfinu i oksidacijskim stanjima u PH3

Bruto formula je PH3 (struktura molekule prikazana je na slici 1). Molarna masa fosfina je 34,00 g/mol.

Značenje riječi fosfin

1. Struktura molekule fosfina, s naznakom veznog kuta i duljine kemijske veze.

Na niskim temperaturama stvara čvrsti klarat 8PH3×46H2O. Gustoća - 1,5294 g / l. Vrelište - (-87,42oC), talište - (-133,8oC).

U OVR je jak redukcijski agens, oksidira ga koncentrirana sumporna i dušična kiselina, jod, kisik, vodikov peroksid i natrijev hipoklorit. Svojstva donora mnogo su manje izražena nego kod amonijaka.

PH3, oksidacijska stanja elemenata u njemu

Da biste odredili oksidacijska stanja elemenata koji čine fosfin, prvo morate otkriti za koje elemente je ta vrijednost točno poznata.

Fosfin je trivijalni naziv za fosforov hidrid, a kao što znate, oksidacijsko stanje vodika u hidridima je (+1). Da bismo pronašli oksidacijsko stanje fosfora, uzmimo njegovu vrijednost kao "x" i odredimo je pomoću jednadžbe elektroneutralnosti:

x + 3×(+1) = 0;

Dakle, oksidacijsko stanje fosfora u fosfinu je (-3):

Primjeri rješavanja problema

3. Molekule. Kemijska veza. Struktura tvari

Kemijske čestice sastavljene od dva ili više atoma nazivamo molekule(stvarno ili uvjetno formulske jedinice višeatomne tvari). Atomi u molekulama su kemijski povezani.

Kemijska veza je električna sila privlačenja koja drži čestice zajedno. Svaka kemijska veza u strukturne formulečini se valentna linija, npr.:

H - H (veza između dva atoma vodika);

H3N - H + (veza između atoma dušika molekule amonijaka i kationa vodika);

(K+) - (I-) (veza između kalijevog kationa i jodidnog iona).

Kemijsku vezu tvori par elektrona ( ), koji je u elektroničkim formulama složenih čestica (molekula, složenih iona) obično zamijenjen valentnom linijom, za razliku od vlastitih, nepodijeljenih elektronskih parova atoma, na primjer:

Kemijska veza naziva se kovalentan, ako nastaje socijalizacijom para elektrona od strane oba atoma.

U molekuli F2 oba atoma fluora imaju istu elektronegativnost, stoga im je posjedovanje elektronskog para jednako. Takva se kemijska veza naziva nepolarnom, jer svaki atom fluora ima elektronska gustoća isto u elektronska formula molekule se mogu uvjetno podijeliti između njih jednako:

U molekuli HCl već je kemijska veza polarni, budući da je gustoća elektrona na atomu klora (elementu s većom elektronegativnošću) puno veća nego na atomu vodika:

Kovalentna veza, na primjer H - H, može nastati dijeljenjem elektrona dva neutralna atoma:

H + H > H – H

H H

Ovaj mehanizam vezivanja naziva se razmjena ili ekvivalent.

Prema drugom mehanizmu, ista kovalentna veza H – H nastaje kada elektronski par hidridnog iona H dijeli vodikov kation H+:

H+ + (:H)-> H – H

H H

Kation H+ u ovom slučaju naziva se akceptor i anion H - donator elektronski par. Mehanizam stvaranja kovalentne veze u ovom slučaju bit će donor-akceptor, ili koordinirajući.

Jednostruke veze (H - H, F - F, H - CI, H - N) nazivaju se a-veze, određuju geometrijski oblik molekula.

Dvostruke i trostruke veze () sadrže jednu?-komponentu i jednu ili dvije?-komponente; ?-komponenta, koja je glavna i uvjetno nastala prva, uvijek je jača od ?-komponente.

Fizičke (zapravo mjerljive) karakteristike kemijske veze su njezina energija, duljina i polaritet.

Energija kemijske veze (E cv) je toplina koja se oslobađa pri stvaranju ove veze i troši na njezino kidanje. Za iste atome, jednostruka veza je uvijek slabiji nego višestruki (dvostruki, trostruki).

Duljina kemijske veze (l s) - međujezgrena udaljenost. Za iste atome, jednostruka veza je uvijek više nego višestruki.

Polaritet komunikacija se mjeri električni dipolni moment str- umnožak stvarnog električnog naboja (na atomima dane veze) s duljinom dipola (tj.

Fosfor. fosfin

duljina veze). Što je dipolni moment veći, to je veća polarnost veze. Stvarni električni naboji na atomima u kovalentnoj vezi uvijek su manji po vrijednosti od oksidacijskih stanja elemenata, ali se podudaraju u predznaku; na primjer, za H + I-Cl-I vezu, pravi naboji su H + 0'17-Cl-0'17 (bipolarna čestica, ili dipol).

Polaritet molekula određena njihovim sastavom i geometrijskim oblikom.

Nepolarni (p = O) bit će:

a) molekule jednostavan tvari, budući da sadrže samo nepolarne kovalentne veze;

b) poliatomski molekule kompleks tvari, ako je njihov geometrijski oblik simetričan.

Na primjer, molekule CO2, BF3 i CH4 imaju sljedeće smjerove jednakih (po duljini) vektora veze:

Kada se dodaju vektori veze, njihov zbroj uvijek ispada, a molekule kao cjelina su nepolarne, iako sadrže polarne veze.

Polar (str> O) bit će:

a) dvoatomski molekule kompleks tvari, budući da sadrže samo polarne veze;

b) poliatomski molekule kompleks tvari, ako je njihova struktura asimetrično, tj. njihov geometrijski oblik je ili nepotpun ili iskrivljen, što dovodi do pojave ukupnog električnog dipola, na primjer, u molekulama NH3, H2O, HNO3 i HCN.

Složeni ioni, kao što su NH4+, SO42- i NO3-, u načelu ne mogu biti dipoli, oni nose samo jedan (pozitivan ili negativan) naboj.

Ionska veza nastaje tijekom elektrostatskog privlačenja kationa i aniona gotovo bez socijalizacije para elektrona, na primjer, između K+ i I-. Atom kalija ima manjak elektronske gustoće, atom joda ima višak. Ova veza se smatra ograničavajući slučaj kovalentne veze, budući da je par elektrona praktički u posjedu aniona. Takav je odnos najtipičniji za spojeve tipičnih metala i nemetala (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) i tvari iz razreda soli (NaNO3, K2SO4, CaCO3). Svi ovi spojevi u sobnim uvjetima su kristalne tvari, koje objedinjuje zajednički naziv ionski kristali(kristali građeni od kationa i aniona).

Postoji još jedna vrsta veze tzv metalna veza, u kojem su valentni elektroni tako labavo držani atomima metala da zapravo ne pripadaju određenim atomima.

Atomi metala, ostavljeni bez vanjskih elektrona koji im jasno pripadaju, postaju, takoreći, pozitivni ioni. Formiraju se metalna kristalna rešetka. Skup socijaliziranih valentnih elektrona ( elektronski plin) drži pozitivne metalne ione zajedno i na određenim mjestima rešetke.

Osim ionskih i metalnih kristala postoje i atomski i molekularni kristalne tvari u čijim se rešetkastim mjestima nalaze atomi, odnosno molekule. Primjeri: dijamant i grafit - kristali s atomskom rešetkom, jod I2 i ugljikov dioksid CO2 (suhi led) - kristali s molekularnom rešetkom.

Kemijske veze ne postoje samo unutar molekula tvari, već se mogu formirati i između molekula, na primjer, za tekući HF, vodu H2O i smjesu H2O + NH3:

vodikova veza nastaje zbog sila elektrostatskog privlačenja polarnih molekula koje sadrže atome najelektronegativnijih elemenata - F, O, N. Na primjer, vodikove veze postoje u HF, H2O i NH3, ali ih nema u HCl, H2S i PH3 .

Vodikove veze su nestabilne i vrlo lako pucaju, na primjer, kada se led topi i voda ključa. Međutim, nešto dodatne energije se troši na kidanje tih veza, pa su stoga tališta (tablica 5) i vrelišta tvari s vodikovom vezom

(primjerice HF i H2O) značajno su veće nego kod sličnih tvari, ali bez vodikovih veza (primjerice HCl odnosno H2S).

Mnogi organski spojevi također tvore vodikove veze; Vodikova veza ima važnu ulogu u biološkim procesima.

Primjeri zadataka iz dijela A

1. Tvari samo s kovalentnom vezom su

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. kovalentna veza

2. samac

3. dvostruki

4. utrostručiti

prisutan u materiji

5. U molekulama su prisutne višestruke veze

6. Čestice koje se nazivaju radikali su

7. Jedna od veza nastaje donor-akceptorskim mehanizmom u skupu iona

8. Najizdržljiviji i kratak veza – u molekuli

9. Tvari samo s ionskom vezom – u skupu

10–13. Kristalna rešetka materije

1) metal

3) nuklearni

4) molekularni

Spojevi fosfora.

R-3. Metalni fosfidi su ionsko-kovalentni spojevi. Fosfidi s-metala (osim Be) i lantanidi su ionski spojevi slični soli, lako se hidroliziraju vodom i kiselinama: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Fosfidi d-elemenata su metalima slični kemijski inertni spojevi. Izuzetak su fosfidi metala I. i II. skupine, sekundarne podskupine, koji su također slični soli, ali s velikom primjesom kovalencije. Fosfor ne stvara stabilne spojeve s antimonom, bizmutom, olovom i živom.

Spoj fosfora s vodikom naziva se hidrogenfosfid, iako je elektronegativnost tih elemenata gotovo jednaka. Spoj ima formulu PH3, tzv fosfin. Izrazito je otrovan plin neugodnog mirisa na češnjak, tp=-88°C. Ne postoje vodikove veze između molekula fosfina u tekućini i između vode i molekula fosfina tijekom otapanja, stoga je vrelište nisko i fosfin se praktički ne otapa u vodi. Molekula je piramida s atomom fosfora na vrhu i kutom od 93,5° između P-H veza, što ukazuje na odsutnost hibridizacije atomskih orbitala fosfora tijekom nastanka ovog spoja. Veze tvore gotovo čiste p-orbitale. Usamljeni elektronski par fosfora ostaje u 3s orbitali, tako da je fosfin slaba baza i slabo kompleksno sredstvo općenito. Fosfonijev kation nastaje samo s najjačim kiselinama u bezvodnom mediju (HJ, HClO4, HBF4), npr. PH3 + HJ = PH4J. Voda lako razgrađuje fosfonijeve soli. Fosfin pokazuje jaka redukcijska svojstva: PH3 + 2O2 = H3PO4 (pri 150°C ova reakcija se odvija uz eksploziju), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O = H2(PHO3) + 6HJ . Sinteza fosfina iz jednostavnih tvari ne može se izvesti, jer P-H veza nije dovoljno jaka zbog svoje duljine i zbog neznatnog doprinosa elektrostatske komponente. Stoga se fosfin dobiva hidrolizom metalnih fosfida ili otapanjem fosfora u lužini (reakcije su navedene gore).

Glavni spojevi fosfora u njegovim pozitivnim oksidacijskim stanjima su oksidi, kiseline koje sadrže kisik i halogenidi. Preporučljivo ih je razmotriti odvojeno.

Fosforni oksidi– P4O6 i P4O10 su kiseli oksidi, imaju molekularnu strukturu, čvrste su tvari (ttaljenje (P4O6) = 23,8 °C, molekularna modifikacija P4O10 sublimira na 3590 °C, a polimerna modifikacija se tali na 580 °C), obje se otapaju u vode, dajući hidrokside, koji su kiseline, odnosno fosforna i ortofosforna. Fosfor (V) oksid je vrlo higroskopan, apsorbira vlagu iz zraka, stoga se koristi kao sredstvo za sušenje i kao sredstvo za uklanjanje vode: P2O5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, pri čemu nastaje metafosforna kiselina ili polifosforna kiselina - (HPO3 ) 3-4. Fosfor (III) oksid, u kojem je fosfor u srednjem oksidacijskom stanju, sposoban je za daljnje oksidacijske reakcije i reakcije disproporcioniranja, na primjer: dolazi do reakcije 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. Fosfor (V) oksid nema oksidirajuća svojstva, a sam se može dobiti oksidacijom fosfora u bezvodnim uvjetima, na primjer, toplinskim razlaganjem nekih soli: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Kisikove kiseline fosfora. Raznolikost kisikovih kiselina fosfora uzrokovana je sljedećim razlozima: 1. Valencija fosfora može biti III ili V. 2. U slučaju valencije V, nastanak orto i meta kiselina, koje se razlikuju po broju vezane vode. molekula, moguće je. 3. U svim hidroksidima, fosfor pokazuje koordinacijski broj 4, takvi hidroksidi su stabilniji za njega, ako nema dovoljno atoma kisika, tada se formira P-H veza ((HO) 2PHO, a ne P (OH) 3, itd.). 4. Fosforne kiseline teže stvaranju linearnih ili cikličkih polimera. 5. Pod određenim uvjetima moguća je tvorba P-P veze. 6. Kao i za sve hidrokside, daljnjom oksidacijom nastaju perokso kiseline. Navedimo strukturu i svojstva najpoznatijih fosfornih kiselina.

H3PO4 je ortofosforna kiselina. Ovo je trobazna kiselina, srednje disocijacije u prvom stupnju (Ka = 7.52.10-3) i slabog u druga dva stupnja. U bezvodnom stanju stvara prozirne higroskopne kristale s t.t.=42°C. Otapa se u vodi u bilo kojoj koncentraciji. Ortofosforna kiselina se dobiva otapanjem fosforovog (V) oksida u vodi, spaljivanjem fosfina, oksidacijom bilo kojeg oblika fosfora u kiseloj sredini, hidrolizom binarnih fosfornih (V) spojeva: P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S. Industrija koristi metodu spaljivanja fosfora s naknadnim otapanjem oksida, kao i istiskivanje ortofosforne kiseline iz kalcijevog fosfata koncentriranom sumpornom kiselinom kada se zagrijava: Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Ova kiselina odgovara trima nizovima soli - srednjim (fosfati ili ortofosfati) i kiselim (hidrofosfati i dihidrofosfati). Fosfati i hidrofosfati svih metala osim natrija, kalija, rubidija i cezija netopljivi su u vodi. Dihidrogenfosfati su topljivi. Topljivi fosfati podliježu snažnoj anionskoj hidrolizi, fosfatni anion ima najveću konstantu hidrolize, a dihidrofosfat najmanju. Hidroliza aniona dovodi do alkalne sredine otopina soli. Kiseli anioni, istovremeno s hidrolizom, sudjeluju u disocijacijskoj ravnoteži, što dovodi do kiselog okoliša otopine, za dihidrofosfat u većoj mjeri, za hidrofosfat u manjoj mjeri. Kao rezultat ovih procesa, otopina natrijevog dihidrogenfosfata ima blago kiseli okoliš, otopina hidrofosfata ima blago alkalni okoliš, a otopina fosfata ima jako alkalni okoliš. Nastaje amonijev fosfat kao sol slaba kiselina i baza, potpuno razgrađena vodom. Ortofosfati se tope bez raspadanja na vrlo visokim temperaturama. Hidrofosfati zagrijavanjem daju difosfate: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. Zagrijavanjem dihidrofosfati prelaze u polimetafosfate: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Fosfati nemaju snažna oksidacijska svojstva, ali se zagrijavanjem mogu reducirati ugljikom. U prisutnosti silicijeva dioksida ova reakcija dovodi do stvaranja fosfora (danad je jednadžba reakcije), u odsutnosti SiO2 proces se odvija na sljedeći način: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. Zagrijavanje amonijevog fosfata dovodi do postupnog gubitka molekula amonijaka uz stvaranje polimetafosforne kiseline na temperaturama iznad 300°C.

Dehidracija fosforne kiseline proizvodi kondenzirane fosforne kiseline, koje sadrže jedan ili više premosnih atoma kisika. U tom slučaju nastaju lančane, cikličke i mješovite strukture. Razmotrimo najjednostavniji od njih.

Difosforna (pirofosforna) kiselina - H4P2O7. Dobiva se zagrijavanjem fosforne kiseline na 2000C. U bezvodnom stanju to su bezbojni kristali s t.t.=61°C, koji su visoko topljivi u vodi uz stvaranje puno jače kiseline od fosforne. Ova kiselina je posebno jaka u prva dva koraka. Bilo koja kondenzirana kiselina jača je od pojedinačne kiseline, budući da njezina disocijacija proizvodi stabilniji anion. Otopine pirofosforne kiseline su nestabilne, budući da se molekula vode postupno dodaje u dvije molekule ortofosforne kiseline. Stabilnije su soli - pirofosfati, koje se, kao što je već rečeno, mogu dobiti zagrijavanjem hidrofosfata.

Metafosforne kiseline - (HPO3) x, gdje x \u003d 3.4.6. Cikličke kondenzirane kiseline koje sadrže ciklus izmjeničnih atoma fosfora i kisika. Dobiva se otapanjem fosfor (V) oksida u ortofosfornoj kiselini, kao i zagrijavanjem pirofosforne kiseline na 300 ° C: 3H4P2O7 \u003d 2 (HPO3) 3 + H2O. Sve metafosforne kiseline su vrlo jake, za trimetafosfornu kiselinu Ka2 = 0,02. Sve te kiseline također se u vodenoj otopini postupno pretvaraju u fosfornu kiselinu. Njihove soli nazivaju se tri-, tetra- i heksametafosfati.

Oksidacijom fosfor (V) oksida može se dobiti peroksofosforna kiselina: P4O10 + 4H2O2 + 2H2O = 4H3RO5.

Fosforna (hipofosforna) kiselina H4P2O6 ima P-R vezu. Strukturna formula se može prikazati kao (OH)2OP-RO(OH)2.

Svojstva fosfina

Iz formule je vidljivo da je valencija fosfora 5, a oksidacijsko stanje +4 je formalna vrijednost povezana s prisutnošću veze između identičnih atoma. Ovo je tetrabazna kiselina, čija snaga odgovara ortofosfornoj. Dobiva se reakcijom: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 i izdvaja se iz otopine u obliku dihidrata s t.t.=62°C. U kiseloj otopini disproporcionira u ortofosfornu i fosfornu kiselinu.

Fosforna kiselina H3PO3 ili H2. To je dvobazna kiselina srednje jakosti, u bezvodnom stanju - čvrsta s ttal.=74°C. Dobiva se hidrolizom fosfor (III) halogenida, kao i oksidacijom bijelog fosfora klorom pod vodom: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. Kao što je gore spomenuto, spoj sastava P(OH)3 je manje stabilan, stoga dolazi do izomerizacije s stvaranjem P-H veze, koja više ne disocira u vodenoj otopini. Soli fosforne kiseline nazivaju se fosfiti, a kisele soli hidrofosfiti. Većina fosfita (osim soli alkalnih metala) je netopljiva u vodi. Kao i svi spojevi fosfora (III), fosforna kiselina je jako redukcijsko sredstvo, oksidira se u fosfornu kiselinu pomoću halogena, dušikovog dioksida i drugih oksidacijskih sredstava, a također obnavlja nisko aktivne metale iz otopine njihovih soli, na primjer: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓ Zagrijavanjem dolazi do disproporcije: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Fosforna (fosfinska) kiselina H3PO2 ili H. Ovo je čvrsta tvar s t.t.=26,5°C, čija je vodena otopina prilično jaka (Ka=7,9,10-2) jednobazna kiselina. Fosfor u ovom spoju također ima pet veza, od kojih su dvije s atomima vodika. Podvrgava se samo disocijaciji N-O obveznica. Formalno oksidacijsko stanje fosfora u ovom spoju je +1. Fosforna kiselina i njezine soli, hipofosfiti, jaki su redukcijski agensi. Metalni kationi, čak i oni koji stoje u naponskom nizu prije vodika, mogu se reducirati u metal: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2 + Ni↓. Zagrijavanjem fosforna kiselina disproporcionira: 3H = PH3 + 2H2. Pokazalo se da se s povećanjem temperature fosforna kiselina raspada na fosfornu kiselinu i fosfin. Hipofosfiti alkalnih i zemnoalkalijskih metala dobivaju se interakcijom fosfora i alkalija (vidi gore). Oksidacija fosfina blagim oksidansom: PH3 + SO2 = H + S↓ (katalizatori su živa i tragovi vode).

Fosforni halogenidi PX3 i PX5. Poznati su svi fosforni halogenidi osim PJ5. U slučaju fosfora (III), to su piramidalne molekule s atomom fosfora na vrhu i s kutovima između P-X obveznice jednako 100°. Fosfor(V) halogenidi su trigonalne bipiramide sa sp3d hibridizacijom atomskih orbitala fosfora. Oba fosforna fluorida su u normalnim uvjetima plinovi, PCl3 i PBr3 su tekućine, a trijodid, pentaklorid i pentabromid su krutine. Zadnja dva spoja su soli s kompleksnim ionima PCl5: +-, PBr5: +Br-. Kada se zagrijavaju, oba spoja odcjepljuju molekulu halogena i pretvaraju se u trihalogenid. Fosforni halogenidi dobivaju se izravnom sintezom. Samo PF3 - neizravno: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Svi fosforni halidi su podložni hidrolizi, a trihalidi su također sposobni za oksidaciju: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 - fosforov oksiklorid, može se dobiti i drugim reakcijama: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3. Trihalidi također dodaju sumpor: PCl3 + S = PSCl3. U nevodenim otopinama moguće su reakcije: KF + PF5 = K HF (tekućina) + PF5 = H - heksafluorofosforna kiselina, stabilna samo u vodenoj otopini, po snazi ​​usporediva s perklornom kiselinom.

Prethodna567891011121314151617181920Sljedeća

VIDI VIŠE:

fosfin. Fosforni oksidi i fosforne kiseline: svojstva, dobivanje.

Fosfinska riječ

Medicinsko-biološki značaj fosfora.

Fosfin (fosforvodik, fosfor hidrid, prema IUPAC nomenklaturi - fosfan PH3) je bezbojan, vrlo otrovan, prilično nestabilan plin (u normalnim uvjetima) specifičnog mirisa po pokvarenoj ribi.

Fizička svojstva

bezbojni plin. Slabo topljiv u vodi, ne reagira s njom. Na niskim temperaturama stvara čvrsti klatrat 8RN3·46N2O. Topljiv u benzenu, dietil eteru, ugljikovom disulfidu. Na −133,8 °C stvara kristale s kubičnom rešetkom usmjerenom na lice.

Molekula fosfina ima oblik trigonalne piramide s C3v molekularnom simetrijom (dPH = 0,142 nm, HPH = 93,5o). Dipolni moment je 0,58 D, znatno niži nego kod amonijaka. Vodikova veza između molekula PH3 praktički se ne očituje i stoga fosfin ima niže talište i vrelište.

]Primiti

Fosfin se dobiva reakcijom bijelog fosfora s vrućom alkalijom, na primjer:

Također se može dobiti djelovanjem vode ili kiselina na fosfide:

Klorovodik, kada se zagrijava, stupa u interakciju s bijelim fosforom:

Razgradnja fosfonij jodida:

Razgradnja fosfonske kiseline:

ili ga obnovite:

Kemijska svojstva

Fosfin se uvelike razlikuje od svog amonijaka. Njegova kemijska aktivnost je veća od one amonijaka, slabo je topljiv u vodi, jer je baza mnogo slabija od amonijaka. Potonje se objašnjava činjenicom da su H-P veze slabo polarizirane i da je aktivnost slobodnih parova fosfora (3s2) niža od one dušika (2s2) u amonijaku.

U nedostatku kisika, kada se zagrijava, raspada se na elemente:

spontano se zapali na zraku (u prisutnosti para difosfina ili na temperaturama iznad 100 °C):

Pokazuje jaka obnavljajuća svojstva:

U interakciji s jakim donorima protona, fosfin može dati fosfonijeve soli koje sadrže PH4+ ion (slično amonijevu). Fosfonijeve soli, bezbojne kristalne tvari, izrazito su nestabilne, lako se hidroliziraju.

Fosfinske soli, kao i sam fosfin, jaki su redukcijski agensi.

Toksičnost

Fosfin je vrlo toksičan, djeluje na živčani sustav, remeti metabolizam. MDK = 0,1 mg/m³. Miris se osjeća pri koncentraciji od 2-4 mg/m³, dugotrajno udisanje u koncentraciji od 10 mg/m³ je smrtonosno. U ljudskoj krvi sadržaj fosfina nije veći od 0,001 mg/m³.

Poznati su sljedeći fosforni oksidi:

Fosfor(III) oksid - binarni anorganski spoj, fosforov oksid formule P4O6, bijele ljuskice ili kristali neugodnog mirisa, reagiraju s vodom.

Priznanica

• Pažljiva oksidacija bijelog fosfora dušikovim oksidom ili ugljikovim dioksidom:

• Obrnuto disproporcioniranje fosfor(V) oksida i bijelog fosfora:

[uredi] Fizička svojstva

Fosfor(III) oksid stvara bijele ljuskice ili kristale neugodnog mirisa.

Dobro se otapa u organskim otapalima (benzen, ugljikov disulfid).

Nestabilan na svjetlu, prvo požuti, a zatim pocrveni.

Svojstva

P4O10 vrlo aktivno komunicira s vodom (H-oblik apsorbira vodu čak i uz eksploziju), tvoreći smjese fosfornih kiselina, čiji sastav ovisi o količini vode i drugim uvjetima:

Također je sposoban izdvajati vodu iz drugih spojeva, što ga čini snažnim dehidratorom:

Fosfor(V) oksid ima široku primjenu u organskoj sintezi. Reagira s amidima, pretvarajući ih u nitrile:

Karboksilne kiseline se prevode u odgovarajuće anhidride:

Fosfor(V) oksid također stupa u interakciju s alkoholima, eterima, fenolima i drugim organskim spojevima. U tom slučaju dolazi do kidanja P-O-P veza i stvaranja organofosfornih spojeva. Reagira s NH3 i vodikovim halidima pri čemu nastaju amonijevi fosfati i fosforni oksihalogenidi:

Kada se P4O10 stopi s bazičnim oksidima, formira razne čvrste fosfate, čija priroda ovisi o uvjetima reakcije.

Priznanica

Fosfor(V) oksid se dobiva spaljivanjem fosfora. Tehnološki proces se odvija u komori za izgaranje i uključuje oksidaciju elementarnog P prethodno osušenim zrakom, taloženje P4O10 i pročišćavanje ispušnih plinova. Dobiveni pentoksid se pročišćava sublimacijom.

Tehnički proizvod ima izgled bijele snježne mase, koja se sastoji od mješavine različitih oblika P4O10.

Primjena

P4O10 se koristi kao sušač plinova i tekućina. Također je međuproizvod u toplinskoj proizvodnji fosforne kiseline H3PO4.

Naširoko se koristi u organskoj sintezi u reakcijama dehidracije i kondenzacije.

Vrijednost fosfora

• fosfor je uključen nukleinske kiseline, koji sudjeluju u procesima rasta, diobe stanica, pohranjivanja i korištenja genetskih informacija
• fosfor se nalazi u kostima kostura (oko 85% ukupne količine fosfora u tijelu)
• fosfor je neophodan za normalnu strukturu zuba i desni
• osigurava pravilan rad srca i bubrega
• fosfor je uključen u procese nakupljanja i oslobađanja energije u stanicama
• sudjeluju u prijenosu živčanih impulsa
• pomaže metabolizam masti i škroba.

Anorganski element fosfor, P, nalazi se u ljudskom tijelu u obliku fosfornih spojeva - anorganskih fosfata i lipida ili nukleotida.

Prethodna10111213141516171819202122232425Sljedeća

Fizička svojstva

Fosfor P ima nekoliko alotropskih modifikacija: bijela, crvena, crna.

Dobivanje fosfora P

Slobodni fosfor P dobiven iz prirodnog kalcijevog fosfata zagrijavanjem s pijeskom ( SiO2) i ugljen u električnoj peći na visoka temperatura:

Kemijska svojstva fosfora - P

Bijeli fosfor reaktivniji od crvenog.

Čuvajte se fosfina!

Lako oksidira i spontano se zapali na zraku.

Kada se oksidira, bijeli fosfor svijetli u mraku se kemijska energija pretvara u svjetlosnu.

Spojevi fosfora P s metalima nazivaju se fosfidi. Lako se razgrađuju vodom u plin. fosfin (PH3).

Fosfin - PH3

4. S velikim viškom klora nastaje fosforni pentaklorid:

Oksidi i kiseline fosfora

Fosfor se stvara s kisikom tri oksida :

P2O3 - anhidrid fosfora - fosfor oksid (SH);

P2O5 - anhidrid fosforne kiseline - fosfor (V) oksid;

(P2O4 je fosfor tetroksid).

P2O3 dobiva se sporom oksidacijom fosfora (uz nedostatak kisika):

Kada je izložen hladnoj vodi, stvara se fosforna kiselina – H3PO3.

P2O5 nastaje izgaranjem fosfora u zraku (uz višak kisika):

kiseline

Fosforni anhidrid P2O5, ovisno o temperaturi, može vezati različitu količinu vode, tvoreći kiseline različitog sastava:

Od najveće važnosti je orto fosforna kiselina -H3PO4.

Može se dobiti na sljedeći način:

1. Kipuća metafosforna kiselina:

2. Oksidacija crvenog fosfora:

3. Djelovanje sumporne kiseline na kalcijev fosfat:

©2015 arhivinfo.ru Sva prava pripadaju autorima objavljenih materijala.

Učitelj kemije

Nastavak. Vidjeti u broju 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10, 11/2009

AKTIVNOST 30

10. razred(prva godina studija)

Fosfor i njegovi spojevi

1. Položaj u tablici D. I. Mendelejeva, struktura atoma.

2. Pripovijetka otkrića i porijeklo imena.

3. Fizička svojstva.

4. Kemijska svojstva.

5. Boravak u prirodi.

6. Glavni načini dobivanja

7. Najvažniji spojevi fosfora.

Fosfor je u glavnoj podskupini V skupine periodni sustav D. I. Mendeljejev. Njegova elektronička formula je 1 s 2 2s 2 str 6 3s 2 str 3 je R-element. Karakteristična oksidacijska stanja fosfora u spojevima –3, +3, +5; najstabilnije je oksidacijsko stanje +5. U spojevima, fosfor može biti uključen iu sastav kationa iu sastav aniona, na primjer:

Fosfor je dobio ime po svojstvu bijelog fosfora da svijetli u mraku. Grčka riječ prevodi se kao "donosi svjetlo". Fosfor ovo ime duguje svom pronalazaču - alkemičaru Brandu, koji je, fasciniran sjajem bijelog fosfora, došao do zaključka da je dobio kamen mudraca.

Fosfor može postojati u obliku nekoliko alotropskih modifikacija, od kojih su najstabilniji bijeli, crveni i crni fosfor.

Molekula bijeli fosfor (najaktivniji alotrop) ima molekularnu kristalnu rešetku u čijim se čvorovima nalaze četveroatomne molekule P 4 tetraedarske strukture.

Bijeli fosfor je mekan, poput voska, topi se i vrije bez raspadanja, ima miris na češnjak. Na zraku bijeli fosfor brzo oksidira (svijetli zelenkasto), moguće je samozapaljenje fino raspršenog bijelog fosfora. Netopljiv je u vodi (pohranjen pod slojem vode), ali lako topiv u organskim otapalima. Otrovno (čak iu malim dozama, MPC = 0,03 mg / m 3). Ima vrlo visoku kemijsku aktivnost. Kada se zagrijava bez pristupa zraka na 250-300 ° C, pretvara se u crveni fosfor.

crveni fosfor je anorganski polimer; makromolekule P n mogu imati i cikličnu i acikličku strukturu. Po svojstvima se oštro razlikuje od bijelog fosfora: nije otrovan, ne svijetli u mraku, ne otapa se u ugljičnom disulfidu i drugim organskim otapalima i nema visoku kemijsku aktivnost. Na sobnoj temperaturi polako prelazi u bijeli fosfor; kada se zagrije na 200 ° C pod pritiskom, pretvara se u crni fosfor.

crni fosfor izgleda kao grafit. Po strukturi, to je anorganski polimer, čije molekule imaju slojevitu strukturu. Poluvodič. Nije otrovno. Kemijska aktivnost mnogo je niža od one bijelog fosfora. Otporan na zrak. Zagrijavanjem se pretvara u crveni fosfor.

Kemijska svojstva

Kemijski najaktivniji je bijeli fosfor (ali u praksi radije rade s crvenim fosforom). Može pokazivati ​​svojstva i oksidirajućeg i redukcijskog sredstva u reakcijama, na primjer:

4P + 3O 2 2P 2 O 3,

4P + 5O 2 2P 2 O 5.

Metali (+/-)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P ne reagira.

Nemetali (+):

2P + 3I 2PI 3,

6P + 5N 2 2P 2 N 5 .

Bazični oksidi (-).

Kiselinski oksidi (-).

Alkalije (+):

Kiseline (ne oksidirajuća sredstva) (-).

Oksidirajuće kiseline (+):

3P (cr.) + 5HNO 3 (razb.) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO,

P (cr.) + 5HNO 3 (konc.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (cr.) + H2SO4 (konc.) 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Soli (-)**.

U prirodi se fosfor javlja u obliku spojeva (soli) od kojih su najvažniji fosforit (Ca 3 (PO 4) 2), klorapatit (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) i fluorapatit (Ca 3 ( PO 4) 2 CaF 2). Kalcijev fosfat se nalazi u kostima svih kralješnjaka, što uzrokuje njihovu snagu.

Fosfor se dobiva u električnim pećima stapanjem kalcijevog fosfata, pijeska i ugljena bez pristupa zraka:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 2P + 5CO + 3CaSiO 3.

Najvažniji spojevi fosfora su: fosfin, fosfor(III) oksid, fosfor(V) oksid, fosforne kiseline.

F o s f i n

Ovaj vodikov spoj fosfora, bezbojni plin s mirisom po češnjaku, vrlo je otrovan. Loše se otapamo u vodi, ali dobro ćemo se otapati u organskim otapalima. Mnogo manje stabilan od amonijaka, ali jače redukcijsko sredstvo. Nema praktične vrijednosti.

Za dobivanje fosfina obično se ne koristi izravna reakcija sinteze iz jednostavnih tvari; Najčešći način dobivanja fosfina je hidroliza fosfida:

Ca 3 P 2 + 6HOH \u003d 3Ca (OH) 2 + 2PH 3.

Osim toga, fosfin se može dobiti reakcijom disproporcioniranja između otopina fosfora i lužina:

4P + 3KOH + 3H 2 O PH 3 + KPO 2 H 2,

ili iz fosfonijevih soli:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH 4 I + NaOH PH 3 + NaI + H 2 O.

Preporučljivo je razmotriti kemijska svojstva fosfina s dvije strane.

Acidobazna svojstva. Fosfin s vodom stvara nestabilan hidrat koji pokazuje vrlo slaba bazična svojstva:

PH 3 + H 2 O PH 3 H 2 O (PH 4 OH),

PH 3 + HCl PH 4 Cl,

2PH 3 + H 2 SO 4 (PH 4) 2 SO 4.

redoks svojstva. Fosfin je jako redukcijsko sredstvo:

2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O,

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 8Ag + 8HNO 3.

O x i d f o s f o r a (III)

Oksid P 2 O 3 (prava formula - P 4 O 6) je bijela kristalna tvar, tipičan kiselinski oksid. U interakciji s hladnom vodom stvara se fosforna kiselina (srednje jačine):

P 2 O 3 + 3 H 2 O \u003d 2H 3 PO 3

Budući da je fosforna kiselina dvobazna, interakcija fosforovog trioksida s alkalijama stvara dvije vrste soli - hidrofosfite i dihidrofosfite.

Na primjer:

P 2 O 3 + 4NaOH \u003d 2Na 2 HPO 3 + H 2 O,

P 2 O 3 + 2 NaOH + H 2 O \u003d 2 NaH 2 PO 3.

Fosforov dioksid P 2 O 3 oksidira se atmosferskim kisikom u pentoksid:

P 2 O 3 + O 2 P 2 O 5 .

Fosfor trioksid i fosforna kiselina su prilično jaki redukcijski agensi. Fosfor(III) oksid se dobiva sporom oksidacijom fosfora u odsutnosti kisika:

4P + 3O 2 2P 2 O 3 .

Fosfora(V) oksid i fosforne kiseline

Fosforov pentoksid P 2 O 5 (prava formula - P 4 O 10) je bijela higroskopna kristalna tvar. U krutom i plinovitom stanju molekula postoji u obliku dimera, a na visokim temperaturama monomerizira. Tipični kiseli oksid. Vrlo je topiv u vodi, tvoreći niz fosfornih kiselina:

metafosforni:

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HPO 3

pirofosforna (difosforna):

P 2 O 5 + 2H 2 O \u003d H 4 P 2 O 7

ortofosforna (fosforna):

P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4

Fosforov pentoksid pokazuje sva svojstva karakteristična za kisele okside, npr.

P 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 PO 4,

P2O5 + 3CaO2Ca3 (PO4)2;

mogu tvoriti tri vrste soli:

Oksidirajuća svojstva nisu tipična za njega, jer. +5 oksidacijsko stanje je vrlo stabilno za fosfor. Fosforov pentoksid se dobiva spaljivanjem fosfora u dovoljnoj količini kisika:

4P + 5O 2 2P 2 O 5 .

Ortofosforna kiselina H 3 RO 4 je bezbojna kristalna tvar, vrlo topiva u vodi, higroskopna. To je trobazna kiselina srednje jakosti; nema izražena oksidacijska svojstva. Pokazuje sva kemijska svojstva karakteristična za kiseline, tvori tri vrste soli (fosfate, hidrofosfate i dihidrofosfate):

2H 3 PO 4 + 3Ca = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2,

H 3 PO 4 + Cu,

2H 3 PO 4 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O,

2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 \u003d 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

U industriji se fosforna kiselina dobiva ekstrakcijom:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 \u003d 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4,

kao i toplinska metoda:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 3SaSiO 3 + 2P + 5CO,

4P + 5O 2 2P 2 O 5,

P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4.

Laboratorijske metode za dobivanje fosforne kiseline uključuju djelovanje razrijeđene dušične kiseline na fosfor:

3P (cr.) + 5HNO 3 (razb.) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO,

interakcija metafosforne kiseline s vodom pri zagrijavanju:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

U ljudskom tijelu ortofosforna kiselina nastaje hidrolizom adenozin trifosfata (ATP):

ATP ADP + H3PO4.

Kvalitativna reakcija na fosfatni ion je reakcija s kationom srebra; nastaje žuti talog, netopljiv u blago kiselom mediju:

3Ag + + \u003d Ag 3 PO 4,

3AgNO 3 + K 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 + 3KNO 3.

Uz gore navedene fosforne kiseline (koje sadrže fosfor u oksidacijskom stanju +5), mnoge druge kiseline koje sadrže kisik poznate su po fosforu. Ovdje su neki od najvažnijih predstavnika.

Fosforna(HPO 2 H 2) je jednobazna kiselina srednje jakosti. Njegovo drugo ime je fosfin:

Soli ove kiseline nazivaju se hipofosfiti, ili fosfiti, na primjer KPO 2 H 2 .

Fosforna(H 3 RO 3) - dvobazna kiselina srednje jakosti, nešto slabija od hipofosforne. Ima i drugo ime - fosfonski:

Njegove soli nazivaju se fosfiti ili fosfonati, na primjer K 2 PO 3 H.

Difosforna (pirofosforna)(H 4 P 2 O 7) - četverobazna kiselina srednje jakosti, malo jača od ortofosforne:

Soli su difosfati, na primjer K 4 P 2 O 7.

Test na temu "Fosfor i njegovi spojevi"

1. Eliminirajte "ekstra" element od onih navedenih prema načelu mogućnosti formiranja alotropskih modifikacija:

a) kisik; b) dušik;

c) fosfor; d) sumpor.

2. Međusobnim djelovanjem 42,6 g fosfornog anhidrida i 400 g 15%-tne otopine natrijevog hidroksida nastaje:

a) natrijev fosfat;

b) natrijev hidrogenfosfat;

c) smjesa fosfata i natrijevog hidrogenfosfata;

d) smjesa natrijevog hidrogenfosfata i dihidrogenfosfata.

3. Zbroj koeficijenata u jednadžbi elektrolitička disocijacija kalijev fosfat je:

a) 5; b) 3; na 4; d) 8.

4. Broj elektrona u vanjskoj razini atoma fosfora:

a) 2; b) 3; na 5; d) 15.

5. Fosfor, dobiven iz 33 g tehničkog kalcijevog fosfata, spaljen je u kisiku. Nastali fosfor(V) oksid reagirao je s 200 ml 10%-tne otopine natrijevog hidroksida (gustoće 1,2 g/ml) pri čemu je nastala srednja sol. Masa nečistoća u tehničkom uzorku kalcijevog fosfata (u g) je:

a) 3,5; b) 1,5; na 2; d) 4.8.

6. Broj -veza u molekuli pirofosforne kiseline:

a) 2; b) 12; c) 14; d) 10.

7. Broj vodikovih atoma sadržanih u 4,48 L (N.O.) fosfina je:

a) 1,2 10 23; b) 0,6 10 23;

c) 6,02 10 23; d) 3,6 10 23 .

8. Na temperaturi od 30 ° C određena reakcija se odvija za 15 s, a na 0 ° C - za 2 minute. Van't Hoffov koeficijent za ovu reakciju:

a) 2,4; b) 2; c) 1,8; d) 3.

9. Ortofosforna kiselina može reagirati sa sljedećim tvarima:

a) bakrov(II) oksid; b) kalijev hidroksid;

c) dušična kiselina; d) cink.

10. Zbroj koeficijenata u reakciji između fosfora i Bertoletove soli je:

a) 9; b) 6; c) 19; d) takva reakcija je nemoguća.

Ključ testa

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
b	u	a	u	u	b	G	b	a, b, d	u

Zadaci i vježbe za fosfor i njegove spojeve

Lanci rotacije:

1. Fosfor -> fosforov pentoksid -> fosforna kiselina -> kalcijev fosfat ® fosforna kiselina.

2. Kalcijev fosfat -> fosfor -> kalcijev fosfid -> fosfin -> fosforov pentoksid -> fosforna kiselina -> kalcijev dihidrogenfosfat.

3. Kalcijev fosfat -> A -> B -> C -> D -> E -> kalcijev fosfat. Sve tvari sadrže fosfor, u shemi postoje tri OVR-a u nizu.

4. Fosfor -> fosforov pentoksid -> kalcijev fosfat -> fosfor -> fosfin -> fosforna kiselina -> kalcijev dihidrogenfosfat.

5. Kalcijev fosfid (+ otopina klorovodične kiseline) -> A (+ kisik) -> B (+ natrijev hidroksid, manjak) -> C (+ natrijev hidroksid, višak) -> D (+ kalcijev hidroksid) -> E.

Razina

1. Potpunim izgaranjem 6,8 g tvari dobiveno je 14,2 g fosfornog pentoksida i 5,4 g vode. Dobivenim produktima reakcije doda se 37 ml 32% otopine natrijevog hidroksida (gustoće 1,35 g/ml). Postavite formulu polazne tvari i odredite koncentraciju dobivene otopine.

Odluka

Jednadžba reakcije:

(P 2 O 5) = 0,1 mol, (H 2 O) = 0,3 mol.

(P) = 0,2 mol, (H) = 0,6 mol.

m(P) = 6,2 g, m(H) = 0,6 g.

m= 6,8 g.

(P): (H) = 0,2:0,6 = 1:3.

Stoga je formula polazne tvari PH 3, a jednadžba reakcije:

tada nastaje fosforna kiselina:

(H 3 PO 4) \u003d 2 (P 2 O 5) \u003d 0,2 mol.

S alkalijama, fosforna kiselina može reagirati na sljedeći način:

Odredimo količinu tvari NaOH prema uvjetu zadatka:

(H3PO4): (NaOH) \u003d 0,2:0,4 \u003d 1:2,

pa dolazi do reakcije 2.

(Na2HPO4) \u003d (H3PO4) \u003d 0,2 mol;

m(Na2HPO4) = M(Na2HP04) (Na2HP04) = 142 0,2 ​​= 28,4 g;

m(r-ra) = m(P 2 O 5) + m(H20)+ m(p-ra NaOH) \u003d 14,2 + 5,4 + 37 1,35 \u003d 69,55 g.

(Na2HPO4) = m(Na2HPO4)/ m(otopina) = 28,4 / 69,55 = 0,4083, ili 40,83%.

Odgovor. PH 3; (Na2HP04) = 40,83 %.

2. Potpunom elektrolizom 1 kg otopine željezovog(II) sulfata na katodi se oslobodilo 56 g metala. Koja masa fosfora može reagirati s tvari koja se oslobađa na anodi i kakav će biti sastav soli ako se dobiveni proizvod reakcije otopi u 87,24 ml 28% -tne otopine natrijevog hidroksida (gustoća otopine 1,31 g / ml)?

Odgovor. 12,4 g fosfora; natrijev hidrogen fosfat.

3. 20 g mješavine barijevog sulfata, kalcijevog fosfata, kalcijevog karbonata i natrijevog fosfata otopljeno je u vodi. Masa netopljivog dijela iznosila je 18 g. Pod djelovanjem klorovodične kiseline na njega se oslobodilo 2,24 l plina (n.o.), a masa netopljivog ostatka iznosila je 3 g. Odredite sastav početne smjese soli masom. .

Odgovor. Na3P04 - 2 g; BaCO 3 - 3 g;
CaCO 3 - 10 g; Ca 3 (PO 4) 3 - 5 g.

4. Koliko se kg fosfora može dobiti iz 1 tone fosforita koji sadrži 40% nečistoća? Koliki je volumen kod n.o. uzeti fosfin dobiven iz ovog fosfora?

Odgovor. 120 kg P; 86,7 m 3 PH 3 .

5. 40 g minerala koji sadrži 77,5% kalcijevog fosfata pomiješano je s viškom pijeska i ugljena i zagrijavano bez zraka u električnoj peći. Primljeno jednostavna tvar otopljen u 140 g 90% dušične kiseline. Odredite masu natrijeva hidroksida potrebnu za potpunu neutralizaciju produkta oksidacije jednostavne tvari.

Odgovor. 24 g NaOH.

Razina B

1. Za potpunu neutralizaciju otopine dobivene hidrolizom 1,23 g nekog fosfornog halida bilo je potrebno 35 ml 2M otopine kalijevog hidroksida. Odredite formulu za halid.

Odgovor. Fosfor trifluorid.

2. Uzorak bezvodnog etanola koji je kao nečistoću sadržavao 0,5 % fosfor(V) oksida spaljen je u dovoljnoj količini kisika. Nastali plinovi su razdvojeni, a dobivena otopina je zagrijavana do prestanka razvijanja plina, nakon čega je dodana 0,5%-tna otopina kalijevog hidroksida jednake mase. Odredite masene udjele tvari u dobivenoj otopini.

Odgovor. K2HPO4 - 0,261%;
KH2PO4 - 0,204%.

3. U 2 g smjese hidrofosfata i kalijevog dihidrogenfosfata, u kojoj je maseni udio fosfora 20%, dodano je 20 g 2% otopine fosforne kiseline. Izračunajte masene udjele tvari u dobivenoj otopini.

Odgovor. KH2P04 - 9,03%;
K 2 HPO 4 (preostali) - 1,87%.

4. Kada se smjesa hidrida i fosfida alkalijskog metala s jednakim masenim udjelima tretira s vodom, plinska smjesa s gustoćom dušika od 0,2926. Odredite koji je metal bio uključen u spojeve.

Odgovor. Natrij.

5. Kalcinirano je 50 g smjese kalcijevog fosfata i kalcijevih i amonijevih karbonata, pri čemu je dobiveno 25,2 g krutog ostatka, kojem je dodana voda, a zatim je propušten višak ugljičnog dioksida. Masa neotopljenog ostatka bila je 14 g. Odredite masu amonijevog karbonata u početnoj smjesi.

Odluka

Kada se smjesa kalcinira, odvijaju se sljedeći procesi:

1) Ca3(PO4)2;

2)

3) (NH 4) 2 CO 3 2NH 3 + CO 2 + H 2 O.

U krutom ostatku - Ca 3 (PO 4) 2 i CaO.

Nakon dodavanja vode:

4) Ca3(PO4)2 + H20;

5) CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

Nakon prolaska ugljičnog dioksida:

6) Ca (OH) 2 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2.

Neotopljeni ostatak je Ca 3 (PO 4) 2, dakle, m(Ca 3 (PO 4) 2) = 14 g.

Odredite masu CaO:

m(CaO) \u003d 25,2 - 14 \u003d 11,2 g.

(CaO) \u003d 11,2 / 56 \u003d 0,2 mol,

(CaCO3) \u003d (CaO) \u003d 0,2 mol,

m(CaCO 3) \u003d 0,2 100 \u003d 20 g.

m(NH 4) 2 CO 3 = m(mješavine) - m(Ca 3 (PO 4) 2) - m(CaCO 3) \u003d 50 - 14 - 20 \u003d 16 g.

Odgovor. m(NH4)2CO3 \u003d 16 g.

Kvalitativni zadaci

1. Čvrsti, bijeli, visoko topljivi spoj A je kiselina. Kada se oksid B doda vodenoj otopini A, nastaje bijeli, u vodi netopljivi spoj C. Kao rezultat kalciniranja tvari C na visokoj temperaturi u prisutnosti pijeska i ugljena, nastaje jednostavna tvar koja je dio A. Prepoznajte tvari, napišite jednadžbe reakcije.

Odgovor. Supstance: A - H 2 PO 4, B - CaO,
C - Ca3(PO4)2.

2. Smjesa dviju crvenih krutina (A) i bijela boja(B) pali se uz malo trenja. Reakcija proizvodi dvije bijele krutine, od kojih se jedna (C) otapa u vodi i stvara kiselu otopinu. Ako se tvari C doda kalcijev oksid, nastaje bijeli spoj netopljiv u vodi. Prepoznati tvari, napisati jednadžbe reakcije.

Odgovor. Supstance: A - P (cr.), B - KClO 3,
C - P 2 O 5.

3. U vodi netopljivi spoj A bijele boje, kao rezultat kalcinacije na visokoj temperaturi s ugljenom i pijeskom u odsutnosti kisika, tvori jednostavnu tvar B, koja postoji u nekoliko alotropskih modifikacija. Kada se tvar B spali, nastaje spoj C, koji se otapa u vodi i stvara kiselinu E, koja je sposobna tvoriti tri vrste soli. Prepoznati tvari, napisati jednadžbe reakcije.

Odgovor. Supstance: A - Ca 3 (PO 4) 2, B - P,
C - P 2 O 5, E - H 3 PO 4.

* Znak +/– znači da se ova reakcija ne odvija sa svim reagensima ili pod određenim uvjetima.

** Od interesa je redoks reakcija (ORD) koja se događa kada se zapale šibice:

Nastavit će se

Priču o plinovitim spojevima fosfora, a prije svega o fosfinu, vjerojatno treba započeti riječima: “trepereće svjetlo koje se pojavljuje u močvarama (poznata “lutajuća svjetla”) posljedica je spontanog paljenja fosfina.” Pa već sljedeća definicija ima enciklopedijski smisao: „fosfin, ili hidrogenfosfid (PH 3) je bezbojan plin neugodnog mirisa (trule ribe, češnjaka ili industrijskog karbida), otrovan, nastaje biokemijskom redukcijom fosforne kiseline. esteri, uglavnom u anaerobnim uvjetima, tj. bez pristupa kisiku.

Spojevi fosfora u prirodi

U prirodi postoje mnogi drugi plinoviti organofosforni spojevi u čijim je molekulama atom fosfora P povezan s atomom ugljika C. Ima ih na tisuće. Mnogi od njih dio su ekosustava, uključujući žive stanice biljaka i mikroorganizme. Najveća skupina spojeva s C-P vezama otkrivena je prije pedesetak godina u živim bićima.

U tlima ima i fosfonata – derivata organofosfornih spojeva s očuvanim C-P vezama. Istina, malo ih je, ne više od 1-2% fosfora sadržanog u organskoj tvari, pa se ne mogu uvijek otkriti na obradivom zemljištu, ali u močvarnim tlima i livadama njihov sadržaj raste na 3-4%.

U normalnim (aerobnim) uvjetima prirodni spojevi organskog i mineralnog fosfora su fosfati (ortofosfati). Ima ih jako puno. Za organske fosfate, C-O-R veza, drugim riječima, ugljik i fosfor povezani su preko atoma kisika.

Jedna od nevjerojatnih misterija prirode je da se organski fosfati u živim sustavima (na primjer, u algama i mikroorganizmima) sintetiziraju i razgrađuju ne proizvoljno, već prema pravilu "zlatnog reza", poštujući određeni zakon opisan u poznatom nizu Fibonaccijevi brojevi (1, 1 , 2, 3, 5, 8...), kod kojih je svaki sljedeći član jednak zbroju dva prethodna. Harmonija prirode ovdje se neshvatljivo očituje u akumulaciji i potrošnji energije i tvari (osobito fosfora) u ekosustavima, opisanim omjerom koji je približno dan klasičnim koeficijentom “zlatnog reza” od 1,618 (5/3, 8 /5, 13/8 itd.) itd.), tj. 62% navedenih spojeva bi trebalo biti vezano i nakupljeno, a samo 38% bi trebalo biti uništeno ili isparljivo. Ovi obrasci naknadno utječu na akumulaciju humusa, ciklus fosfora i dušika, te plinovite tokove određene emisijama i "potonućima" ugljičnog dioksida CO 2 i "disanjem" tla (oslobađanje CO 2 i asimilacija kisika O 2). Zapravo, u prirodi postoje fluktuacije u brojčanim vrijednostima ovog omjera unutar 1,3-1,7. Ali, kao što je više puta navedeno u spisima autora i drugih znanstvenika, ispada da je mnogo strašnije što glavni razlog odstupanja pa čak i kršenja ovog obrasca postala je antropogena aktivnost.

Neki su stručnjaci već skrenuli pozornost na činjenicu da nas mogu čekati nove opasnosti ako taj omjer bude težio jedinstvu, tj. akumulacija i razgradnja teku istim intenzitetom, kao što se događa, na primjer, u ciklusu ugljika, gdje zbog "intervencije" globalnog gospodarstva, ocean i biosfera sada apsorbiraju samo polovicu emisija ugljika (trebalo bi biti 62%).

No, vratimo se fosfinu i njegovim derivatima, drugim riječima onim organofosfornim spojevima u kojima se zajedno s fosforom i ugljikom nalaze različiti elementi (dušik, sumpor, silicij, molibden itd.) i njihovi kompleksi. Pod povoljnim uvjetima za rast mikroorganizama (osobito u uvjetima močvara i tundre tijekom promatranog zatopljenja), organofosforni spojevi se razgrađuju uz pomoć enzima (katalizatora) C-P-liaze. Sada se nalazi u 9 skupina bakterija koje se hrane fosforom, izvlačeći ga iz razgradnje organofosfornih spojeva. Ali gljive i kvasci, koji čine 50-70% ukupne mikroflore u ekosustavima, ne razgrađuju te spojeve. Naprotiv, sintetiziraju ih protozoe, mekušci i gljive. Gljive mogu rasti čak i pri prilično visokim koncentracijama fosfina, samo njihov micelij postaje žut.

Primjena, svojstva, opasnosti

Fosfin je otrov (opasna koncentracija koja može dovesti do smrti je 0,05 mg/l), au koncentraciji od 2000 ml/m 3 (2 l/m 3, odnosno 2 10 -3) uzrokuje trenutačnu smrt. Susreće se prvenstveno u poljoprivredi prilikom dezinfekcije žitnica i zaštite od krpelja i drugih štetnika tijekom transporta usjeva, posebice žitarica. Prethodno se aktivno koristio protiv štakora i miševa u stajama. U Australiji pribjegavaju njegovoj pomoći čak iu borbi protiv prebrzo razmnožavajućih kunića. Osim toga, brojni herbicidi i insekticidi sadrže organofosforne spojeve na bazi fosfina i njegovih derivata. I, konačno, u novije vrijeme sve je više potrebno baviti se njime u vezi s razaranjima velikih razmjera kemijsko oružje, osiguravajući neutralizaciju otrovnih organofosfornih spojeva sarina i zomana - derivata fosfina.

Čisti fosfin (bez nečistoća) zapali se na temperaturi od 150 ° C, izgara uz stvaranje otrovne fosforne kiseline, ali u prisutnosti nečistoća difosfina P 2 H 4 ili plinovitog fosfora P 4 može se spontano zapaliti u zraku. Reakcija fosfina s kisikom (kao i oksidacija sličnih metana - CH 4 i silana - SiH 4) odnosi se na razgranate lančane reakcije. kemijske reakcije, tj. teče brže i može dovesti do eksplozije. Oksidacija fosfina događa se na sobnoj temperaturi, ali plin može biti stabilan na niskoj temperaturi. Oksidacija fosfina može se ubrzati ozračivanjem ultraljubičastim svjetlom. Njegovo samozapaljenje u zraku moguće je pri koncentracijama od 1,7-1,9% (17-19 l/m 3), odnosno 26-27 g/m 3. Dakle, u močvarnim ekosustavima često se moramo suočiti ne samo sa spomenutim „zalutalim požarima“, već i sa spontanim izgaranjem (usput, rašireni požari treseta iste su prirode).

Za fumigaciju (za čišćenje skladišta žitarica i poljoprivrednih proizvoda od grinja i drugih štetnika) obično se koriste fosfidi, posebno spojevi fosfora s metalima. Reagirajući s vlagom iz zraka, fosfidi oslobađaju fosfin. Tablete i trake koje sadrže fosfide stavljaju se u skladišta u količini od 9 g/t žitarica ili drugih proizvoda koji su podložni dugotrajnom skladištenju, čak se dodaju i jabukama. Vjeruje se da fosfin isparava kada se prozračuje, iako prema podacima dostupnim u znanstvenoj literaturi, do 13% otrovnog plina apsorbira se u krmnom zrnu. Ne bi li već sama ta okolnost trebala navesti da se takvoj "dezinfekciji" postupa s krajnjim oprezom?!

Sada su za fumigaciju žitarica tijekom prijevoza i skladištenja dopuštena uporaba dva spoja - metilbrom i metilfosfin, a prvi je red veličine manje toksičan (i učinkovit) od drugog. Koristeći potonje, prešutno se pretpostavlja da se otrovni fosfin, nakon što ga apsorbira sadržaj trezora, čudesno ekstrahira i isparava, trujući samo krpelje i druge štetočine. Čini se da ranije nije bilo uobičajeno razmišljati o tome kako ova slika odgovara stvarnosti. U međuvremenu, prije gotovo pola stoljeća, utvrđeno je da je metilfosfin (mješavina dva plina - metana CH 4 i fosfina PH 3) izuzetno toksičan, gotovo kao i sam fosfin.

Metan i fosfin u biosferi

Nije tajna da se metan koji se emitira iz močvara smatra jednim od glavnih stakleničkih plinova i ostaje predmetom aktivnih rasprava i istraživanja u vezi s problemima globalnih klimatskih promjena. Nažalost, u Rusiji je njegova koncentracija u atmosferi određena samo na jednoj meteorološkoj postaji (Teriberka na poluotoku Kola). Ali ne bi škodilo izmjeriti ga preko sibirskih močvara!

Kao što je poznato, ogromne rezerve metana (7·10 11 -3·10 13 tona) sačuvane su u dubinama zemlje, a 4·10 11 tona ih se nalazi u arktičkoj zoni permafrosta. Na kopnu se metan nalazi u organskim spojevima močvara, sedimenata i detritusa, au Svjetskom oceanu - u plinskim hidratima koji se nalaze ispod dna, u uvjetima niskih temperatura. U Izvješću UN-a o klimatskim promjenama, stručnjaci izvješćuju da je u Sibiru ispuštanje metana iz močvara i permafrosta u posljednjih godina brzo raste. Maksimalna emisija metana iz tla tundre postiže se na 8-10°C, a na 5°C prevladava njegova oksidacija u CO 2 i vodu. Nastaje u svim horizontima tla. Kao rezultat nedavnih studija, pokazalo se da je, na primjer, naša južna grmolika tundra (u blizini Vorkute) služila kao ponor ugljika samo dvije od posljednjih pet godina.

Ovo je prilično opasan trend, pogotovo ako se uzme u obzir da naša zemlja čini 2/3 svih močvara na Zemlji. Naše močvarne površine premašuju površinu svih poljoprivrednih površina: prema podacima iz 2003. godine, 343 milijuna hektara močvara (od čega 130 milijuna hektara neobraslo šumom) i 221 milijun hektara poljoprivrednog zemljišta (od čega 123 milijuna hektara Obradivo tlo).

A evo kako su djelatnici Moskovskog državnog sveučilišta procijenili ispuštanje metana 2007. godine na temelju rezultata mjerenja u močvarama u regiji Tomsk. Prema njihovim procjenama, prosječna vrijednost protoka metana bila je oko 10 mg/m 2 na sat. Ljeti se dnevno može osloboditi 2,4 kg/ha, a po sezoni (6 mjeseci) 432 kg/ha. A od 130 milijuna hektara močvara - gotovo 60 milijuna tona.Oksidacija takve količine metana zahtijevat će dvostruko više kisika - 120 milijuna tona.

Kao glavnu "nuspojavu" emisije metana treba prepoznati činjenicu da u ekosustavima tundre i močvara pri niskim temperaturama metan ne samo da predstavlja priličnu količinu ugljika koja može značajno promijeniti svoj sadržaj u atmosferi, već je također usko povezan s organofosforni spojevi, koji su uvijek prisutni u biljkama, mikroflori močvara i sedimentima (uglavnom zbog spomenute C-P veze). A njegova izolacija s onih mjesta gdje je prethodno sintetizirana, zbog intenziviranja biokemijskih procesa fermentacije s porastom temperature, događa se ne samo zbog razgradnje spojeva na bazi fosfina. Drugim riječima, plinovi CH 4 i PH 3 emitiraju se paralelno. U međuvremenu, ekolozi i klimatolozi samo prate promjene u sadržaju CO 2 i CH 4 u atmosferi, a sadržaj PH 3 nitko ne uzima u obzir. Ali uzalud!

Taj je propust djelomično posljedica činjenice da je samo nekoliko stručnjaka upoznato s metodama mjerenja sadržaja fosfora u atmosferi u plinovitom stanju. Uostalom, čak i u znanstveni svijet još uvijek postoji mišljenje da fosfor u prirodi postoji uglavnom u obliku fosfata i nakon hidrolize P-O-R spojevi, P-O-C pa čak i P-C pretvara u krutinu. Tokovi fosfora u atmosferu u obliku hlapljivih spojeva tipa PH 3 smatraju se zanemarivim i zanemaruju se. Određivanje sadržaja fosfora ispuštenog u atmosferu s fosfinom samo uobičajenim metodama koje se koriste za detekciju fosfora u čvrstim spojevima značajno iskrivljuje stvarnu sliku ciklusa fosfora u ekosustavima. Pritom se zanemaruje pojava otrovnog i samozapaljivog fosfina u atmosferi.

Prijetnja fosfinom: jednostavne procjene

U međuvremenu, najjednostavnija kvantitativna procjena otpuštanja fosfina u ekosustavima može se dobiti proučavanjem područja poplavljenih vodom, simuliranjem vodenih livada ili rižinih polja. Kako je ustanovljeno na Moskovskoj poljoprivrednoj akademiji, održanoj 1926. K. A. Timirjazeva, nizom od šest pokusa izvedenih u strogo kontroliranim uvjetima, 9,7 mg fosfora iz 1 kg tla na sat prelazi u plinoviti oblik (fosfin). Ne previše komplicirana računica daje 2,13 kg/ha dnevno. Ali to je gotovo onoliko koliko se metana oslobađa iz močvara! Dakle, za sezonu dobivamo 383 kg/ha, a sa cijelog područja bezšumskih močvara (130 milijuna hektara) - oko 50 milijuna tona PH 3 . Na njegovu oksidaciju u fosfornu kiselinu prema formuli

PH 3 + 2O 2 → H 3 PO 4

lako je vidjeti da će biti potrebno dvostruko više kisika - gotovo 100 milijuna tona (za metan, te su vrijednosti bile 60 odnosno 120 milijuna tona).

Neizravna potvrda otpuštanja fosfina iz tla je proučavanje protoka fosfora u rižinim poljima - od sadnje do žetve, gubitak fosfora u poplavljenim tlima je 3-8 puta veći od njegovog sadržaja u zrnu i slami. Maksimalno uklanjanje R 2 O 5 doseže 100 kg/ha. Organski spojevi fosfora izlučuju se iz tla 4 puta više nego što se pohranjuju u biljkama. Ukupni gubitak fosfora iz gornjeg (20 cm) sloja tla, prema različitim procjenama, iznosi 960-2940 kg/ha. Postoje dokazi da kada se riža uzgaja na poplavljenim čekovima 32 godine, više od polovice humusa se gubi iz tla, a s njim se, naravno, izvode dušik i fosfor.

To se može dogoditi i zbog oslobađanja njihovih plinovitih oblika - amonijaka (NH 3) i fosfina (PH 3). Odavno je poznato da su po kemijskim svojstvima kemijski strukturni analozi. Ponavljam, određivanje fosfora i dušika samo u mineralnom obliku, zanemarujući plinske komponente, ne odražava prave procese u ekosustavima, posebno u anaerobnim uvjetima. Konkretno, u nedavnim studijama dobivena je izravna potvrda da se fosfor oslobađa zajedno s metanom u močvarnim ekosustavima.

Vraćajući se na rasprave o mogućem podcjenjivanju sadržaja fosfina u atmosferi, treba napomenuti da ne samo močvare sjevera ili tropskih područja, već i ekstenzivne plantaže riže (prije svega u Indiji, Kini, Japanu i zemljama jugoistočne Azije) ) može dati prilično opipljiv doprinos.

U znanstvenoj literaturi postoje podaci da s oborinama na tlo padne i do 3,5 kg/ha fosfora. Drugim riječima, ovo je samo oko 1% fosfora za koji se procjenjuje da će biti uklonjen iz močvarnih sustava ili poplavljenih tla pomoću fosfina u atmosferu (383 kg/ha), čini se da se preostalih 99% brzo oksidira, taloži ili razgrađuje (na primjer, kao rezultat hidrolize) u površinskim slojevima zraka, litosferi i biosferi, osiguravajući preraspodjelu fosfora na površini zemlje.

Naravno, fosfin, kao i metan, nalazi se u atmosferi, ali mora se priznati da je ciklus fosfora proučen mnogo lošije od ciklusa dušika ili ugljika. Visoko aktivni spojevi fosfora u prisutnosti kisika brzo prelaze u neutralne komplekse, "bezopasne" fosfate. Osim toga, fosfor je obično rijedak u ekosustavima, tj. prisutan je u niskim koncentracijama. Stoga, ponavljam, pokušaji da se fosfor uzme u obzir samo u obliku fosfata može dovesti do primjetnog iskrivljavanja njegove prave uloge u ekosustavima. A do čega može dovesti podcjenjivanje te uloge jasno se vidi, primjerice, iz prethodno nepromišljeno isušenih močvara, koje se u sušnim godinama lako zapale zbog metana (CH 4), silana (SiH 4) i fosfina (PH 3).

Prema rezultatima mjerenja na gore spomenutoj meteorološkoj postaji Teriberka, utvrđeno je da je 1990. godine s područja Rusije u atmosferu ispušteno 48,8 milijuna tona metana (podsjetimo, naše procjene za cijelo područje bezšumnih močvara iznosio oko 60 milijuna tona). Za 1996-2003 najveća koncentracija zabilježena je 2003. godine. Ova je godina bila najtoplija za cijelu Rusiju, posebno ljeti i jeseni u močvarnim i tundra zonama (Jakutija, Zapadni Sibir) - u prosjeku je temperatura ovdje bila gotovo 6 ° C viša od dugoročne. U tim je uvjetima istodobno uočeno ljetno smanjenje sadržaja uzvodnog ozona O 3 nad sjeverom Rusije za 5-10%. Ali ljeti se i ovdje ubrzavaju procesi fotosinteze i stvaranja kisika. Stoga je očito da se ovdje intenzivno trošio ozon za oksidaciju povećane količine metana i fosfina u uvjetima tople 2003. godine.

Od fosfina do kisika: malo statistike i filozofije

Nije tajna da se Rusija zbog najbogatijih bioloških resursa već navikla smatrati svjetskim donatorom kisika. Prema procjenama stručnjaka, godišnje se na njenom području formira 8130 milijuna tona O 2 . Čini se da se nećemo previše ogriješiti o istinu, pretpostavivši da se proces fotosinteze, koji je odgovoran za nastanak ove mase kisika, pokorava spomenutom "zakonu univerzalne harmonije" - pravilu "zlatnog reza" . Uostalom, na stvaranje 1 tone organske tvari tijekom fotosinteze troši se 1,47 tona ugljičnog dioksida, 0,6 tona vode i 3,84 Gcal sunčeve energije, a oslobađa se 1,07 tona kisika. Omjer između količine apsorbiranog CO 2 i oslobođenog O 2 (1,47:1,07) nije toliko različit od “zlatnog”.

Prema nekim objavljenim procjenama, potrošnja kisika u Rusiji (disanje, izgaranje goriva i druge industrijske potrebe) iznosi 2784 milijuna tona. Tada njegova "proizvodnja" u Rusiji premašuje potrošnju za 5346 milijuna tona. Ali u drugim izračunima, koji uzimaju u obzir potrošnja kisika od strane mikroflore (bivšeg ukupnog tla) za "disanje", ruski višak proizvodnje kisika u odnosu na njegovu potrošnju već je red veličine niži - 560 milijuna tona plina i potrošeni kisik. Na djevičanskim zemljištima vrijednost ove vrijednosti je blizu 1,58, a na obradivom zemljištu varira između 1,3-1,75 - drugim riječima, kisik se troši "ekonomično" (42-37%) u procesu "disanja" tlu (42-37%), a više se oslobađa ugljikov dioksid (58-63%). Ako pođemo od prosječne vrijednosti "zlatnog presjeka" od 1,52 za ​​omjer CO 2: O 2, tada se uz emisiju CO 2 iz tla Rusije troši 10409 milijuna tona kisika, još 6848 milijuna tona kisika za "disanje" ruskog tla (procjene iz 2004. temeljene na podacima zaposlenika Instituta za temeljne probleme biologije Ruske akademije znanosti, posebno V. N. Kudeyarova).

Svojevrsni "zlatni omjer" također se uočava između ponora CO 2 i njegove emisije na ljestvici Rusije. Omjer između ponora, koji iznosi 4450 milijuna tona godišnje (u smislu ugljika), i emisije (2800 milijuna tona - u istim jedinicama) ispada da je jednak 1,59, tj. iznenađujuće blizu "zlatnog". Pa, sve dok nema viška CO 2 nad Rusijom kao cjelinom, naši ekosustavi apsorbiraju više nego što emitiraju, naše šume nas spašavaju i pokrivaju naše “grijehe”. No posljednjih se godina (prvenstveno na sjeveru) sve više primjećuje da se ekosustavi ne mogu nositi s "planom" apsorpcije te se navedeni omjer krši.

Međutim, puno je važnije da, kako proizlazi iz niza procjena, u Rusiji ukupna godišnja potrošnja kisika za naše potrebe (2784 milijuna tona), disanje tla (6848 milijuna tona) i oksidacija metana i fosfina (220 milijuna tona) približava se 10 milijardi tona, što je gotovo 2 milijarde tona više nego što proizvode sve naše šume. A ta tužna bilanca čini mi se puno ozbiljnijim problemom od očekivanog trgovanja kvotama. Radi očuvanja okoliš i biosfere planeta, čije resurse danas trošimo 25% više nego što imaju vremena da se oporave, konačno moramo shvatiti da bez ograničenja potrošnje mi i naši potomci jednostavno ne možemo preživjeti. I posljednje, ali ne manje važno, tiče se kisika. Čini se da ga ima puno u atmosferi (21%), ali ne treba dopustiti da se na Zemlji troši više nego što se proizvodi.

Sumirati

Nije tajna da je u posljednjih 100 godina, kao rezultat nepromišljene ljudske aktivnosti i ignoriranja zakona prirode, emisija ugljičnog dioksida u atmosferu (i njegov sadržaj u njoj), prema različitim procjenama, porasla za 25-35% . Jedna od loše proračunatih posljedica globalnog zatopljenja može biti naglo intenziviranje biokemijskih procesa u prirodnim područjima močvara i permafrosta. Istodobno, emisija ne samo metana (ovo je već gotovo očito) može se naglo povećati, već i plinova koji su malo proučavani u smislu njihovog učinka na biosferu: amonijak, silan i fosfin, što će zahtijevati puno kisik za oksidaciju i neutralizaciju. Ali tu su i nepotpuno analizirani povratni učinci (na primjer, intenzivnije oslobađanje metana ubrzat će daljnji porast koncentracije CO 2 u atmosferi, što zauzvrat može dovesti do oštrog usporavanja fotosinteze). Kao što slijedi iz nedavnih studija, kompenzacijska uloga fotosinteze u borealnim šumama osjetno je oslabila 1990-ih. Ali prije je bilo čvrsto utvrđeno da drveće na svim geografskim širinama pouzdano pridonosi fotosintezi i asimilaciji CO 2 . Opasan trend! A primjeri takvih "metamorfoza" šuma množe se iz godine u godinu.

Trenutno ne znamo gotovo ništa o izolaciji i oksidaciji silana (SiH 4) koji se više puta spominje u ovom članku. U međuvremenu, sve močvarne biljke, žitarice i mikroorganizmi bogati su organskim silicijumom. U tresetu podignutih močvara - 43% SiO 2, prijelaznog - 28%, nizinskog - 21%. Za sada postoje samo fragmentarni dokazi da silan u kombinaciji s fosfinom tvori nedovoljno proučene komplekse - sililfosfine. Procesi izolacije silana, njegove oksidacije i kombinacije s drugim elementima zahtijevaju ozbiljno proučavanje.

I na kraju - radnja fantastičnog izgleda koja bi trebala natjerati na razmišljanje sve koji još nisu izgubili tu sposobnost. U površinskom sloju atmosfere, zbog brzog porasta udjela ugljičnog dioksida i nekih drugih "mrtvih" plinova, u dogledno vrijeme može doći do manjka kisika ne samo zbog usporavanja fotosinteze, već i u potrošnji za oksidaciju, izgaranje i disanje, ali i zbog "zaslona" otrovnih plinova koji ometaju dotok O 2 iz viših slojeva atmosfere.

Milijardama godina temelj svega života na Zemlji bila je fotosinteza, koja je redovito opskrbljivala planet kisikom. Nažalost, kako neki istraživači s pravom ističu, čini se da je po prvi put u povijesti moderna civilizacija uspjela usporiti obnavljanje atmosfere kisikom i dovesti prirodu do točke bifurkacije. Hoće li preživjeti?

Vidi, na primjer: Yeldyshev Yu.N. Je li metan krivac globalnog zatopljenja? // Ekologija i život, 2007, br. 11, str. 45; Klimatske promjene: činjenice i čimbenici // Ekologija i život, 2008, br. 3, str. 44.
Vidi, na primjer, članak Kravchenko I.K. u časopisu "Microbiology", broj 6, 2007.