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

Pary fosforu w tej temperaturze składają się prawie wyłącznie z cząsteczek P2, które po ochłodzeniu kondensują do cząsteczek P4.

Kiedy para się skrapla, tworzy się biały (żółty) fosfor, który składa się z cząsteczek P 4 mających kształt czworościanu. Jest to wysoce reaktywna, miękka, woskowata, bladożółta substancja, rozpuszczalna w dwusiarczku węgla i benzenie. W powietrzu fosfor zapala się w temperaturze 34 o C. Ma wyjątkową zdolność świecenia w ciemności ze względu na powolne utlenianie do niższych poziomów. Był to biały fosfor, który kiedyś wyizolował Brand.

Fosfor biały podgrzany bez dostępu powietrza zmienia kolor na czerwony (po raz pierwszy uzyskano go dopiero w 1847 r.). Nazwa czerwony fosfor odnosi się do kilku modyfikacji różniących się gęstością i kolorem: waha się od pomarańczowego do ciemnoczerwonego, a nawet fioletowego. Wszystkie odmiany fosforu czerwonego są nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, w porównaniu do fosforu białego są mniej reaktywne (zapalają się w powietrzu w temperaturze t>200 o C) i mają strukturę polimerową: są to czworościany P4 połączone ze sobą nieskończonymi łańcuchami. Nieco różni się od nich „fioletowy fosfor”, który składa się z grup P 8 i P 9, ułożonych w długie rurowe struktury o pięciokątnym przekroju.

Na wysokie ciśnienie krwi zamienia się w biały fosfor czarny fosfor, zbudowane z trójwymiarowych sześciokątów z atomami fosforu na wierzchołkach, połączonych ze sobą warstwami. Transformację tę po raz pierwszy przeprowadził w 1934 roku amerykański fizyk Percy Williams Bridgman. Struktura czarnego fosforu przypomina grafit, z tą tylko różnicą, że warstwy utworzone przez atomy fosforu nie są płaskie, ale „pofałdowane”. Fosfor czarny jest najmniej aktywną modyfikacją fosforu. Po podgrzaniu bez dostępu powietrza, podobnie jak czerwień, zamienia się w parę, z której skrapla się biały fosfor.

Fosfor biały jest bardzo toksyczny: dawka śmiertelna wynosi około 0,1 g. Ze względu na niebezpieczeństwo samozapłonu w powietrzu magazynowany jest pod warstwą wody. Fosfor czerwony i czarny są mniej toksyczne, ponieważ są nielotne i praktycznie nierozpuszczalne w wodzie.

Właściwości chemiczne

Najbardziej aktywny chemicznie jest fosfor biały (w równaniach reakcji z udziałem fosforu białego dla uproszczenia zapisuje się go jako P, a nie P 4, zwłaszcza że podobne reakcje są możliwe z udziałem fosforu czerwonego, którego skład cząsteczkowy jest niepewny ). Fosfor łączy się bezpośrednio z wieloma substancjami prostymi i złożonymi. W reakcjach chemicznych fosfor, podobnie jak, może być zarówno środkiem utleniającym, jak i środkiem redukującym.

Jak utleniacz fosfor reaguje z wieloma, tworząc fosforki, na przykład:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na 3P

Należy pamiętać, że praktycznie nie łączy się on bezpośrednio z fosforem.

Jak Środek redukujący fosfor oddziałuje z halogenami, siarką (tj. z bardziej elektroujemnymi niemetalami). W tym przypadku, w zależności od warunków reakcji, mogą powstawać zarówno związki fosforu (III), jak i związki fosforu (V).

a) przy powolnym utlenianiu lub przy braku tlenu fosfor utlenia się do tlenku fosforu (III) lub bezwodnika fosforu P 2 O 3:

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

Kiedy fosfor spala się w nadmiarze (lub powietrzu), powstaje tlenek fosforu (V) lub bezwodnik fosforu P2O5:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

b) w zależności od stosunku odczynników, gdy fosfor oddziałuje z halogenami i siarką, powstają odpowiednio halogenki i siarczki trój- i pięciowartościowego fosforu; Na przykład:

2P + 5Cl2(g) = 2PCl5

2P + 3Cl2(niewystarczający) = 2PCl 3

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

2P + 3S (niewystarczający) = P 2 S 3

Należy zaznaczyć, że fosfor tworzy z jodem jedynie związek PI3.

Fosfor pełni rolę reduktora w reakcjach z kwasami utleniającymi:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

— ze stężonym kwasem azotowym:

P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O

— ze stężonym kwasem siarkowym:

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Fosfor nie wchodzi w interakcje z innymi kwasami.

Fosfor po ogrzaniu roztworami wodnymi ulega dysproporcjonowaniu, na przykład:

4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

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

Oprócz fosfiny PH 3 w wyniku tych reakcji powstają sole kwasu podfosforawego H 3 PO 2 - podfosforyny, w których fosfor ma charakterystyczny stopień utlenienia +1.

Zastosowanie fosforu

Większa część światowej produkcji fosforu wykorzystywana jest do produkcji kwasu fosforowego, który służy do produkcji nawozów i innych produktów. Do produkcji zapałek wykorzystuje się fosfor czerwony, zawarty w masie nakładanej na pudełko zapałek.

Fosfina

Najbardziej znanym wodorowym związkiem fosforu jest fosfina PH 3. Fosfina jest bezbarwnym gazem o czosnkowym zapachu i jest bardzo trująca. Dobrze rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. W przeciwieństwie do amoniaku jest słabo rozpuszczalny w wodzie. Fosfina nie ma praktycznego znaczenia.

Paragon

Powyżej omówiono metodę wytwarzania fosfiny w reakcji fosforu z roztworami wodnymi. Inną metodą jest działanie kwasu solnego na fosforki metali, na przykład:

Zn 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3ZnCl 2

Właściwości chemiczne

1. Właściwości kwasowo-zasadowe

Fosfina, słabo rozpuszczalna w wodzie, tworzy z nią niestabilny hydrat, który wykazuje bardzo słabe właściwości zasadowe:

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

Sole fosfoniowe powstają tylko z:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl

PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4

1. Właściwości redoksowe

Można przeglądać całą listę abstraktów

*nagranie przedstawia fotografię białego fosforu

DEFINICJA

Fosfina(wodorek fosforu, monofosfan) w normalnych warunkach jest bezbarwnym gazem, słabo rozpuszczalnym w wodzie i nie reagującym z nią.

Wzór ogólny to PH 3 (strukturę cząsteczki pokazano na ryc. 1). Masa molowa fosfiny wynosi 34,00 g/mol.

Ryż. 1. Budowa cząsteczki fosfiny ze wskazaniem kąta i długości wiązania wiązanie chemiczne.

W niskich temperaturach tworzy stały klarat 8PH 3 × 46H 2 O. Gęstość - 1,5294 g/l. Temperatura wrzenia - (-87,42 o C), temperatura topnienia - (-133,8 o C).

W ORR jest silnym środkiem redukującym, utlenianym przez stężone kwasy siarkowy i azotowy, jod, tlen, nadtlenek wodoru, podchloryn sodu. Właściwości donora są znacznie mniej wyraźne niż amoniaku.

PH3, stany utlenienia zawartych w nim pierwiastków

Aby określić stopień utlenienia pierwiastków tworzących fosfinę, należy najpierw zrozumieć, dla których pierwiastków ta wartość jest dokładnie znana.

Fosfina to trywialna nazwa wodorku fosforu i, jak wiadomo, stopień utlenienia wodoru w wodorkach wynosi (+1). Aby określić stopień utlenienia fosforu, przyjmujemy jego wartość jako „x” i określamy ją za pomocą równania neutralności elektrycznej:

x + 3×(+1) = 0;

Oznacza to, że stopień utlenienia fosforu w fosfinie wynosi (-3):

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Określ stopień utlenienia pierwiastków kwasotwórczych w związkach: HNO 2, H 2 CO 3, H 4 SiO 4, HPO 3.
Rozwiązanie	W związkach tych pierwiastkami kwasotwórczymi są azot, węgiel, krzem i fosfor. Stopień utlenienia tlenu wynosi (-2), a wodoru (+1). Przyjmijmy stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego jako „x” i skorzystajmy z równania elektroobojętności, aby znaleźć jego wartość: 1 + x + 2×(-2) = 0; Stopień utlenienia azotu wynosi (+3). 2×(+1) + x + 3×(-2) = 0; Stopień utlenienia węgla wynosi (+4). 4×(+1) + x + 4×(-2) = 0; Stopień utlenienia krzemu wynosi (+4). 1 + x + 3×(-2) = 0; Stopień utlenienia fosforu wynosi (+5).
Odpowiedź	HN +3 O 2 , H 2 C +4 O 3 , H 4 Si +4 O 4 , HP +5 O 3

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia	Żelazo wykazuje najwyższy stopień utlenienia w związku: K4; K3; Fe(OH)2.
Rozwiązanie	Aby udzielić prawidłowej odpowiedzi na postawione pytanie, będziemy naprzemiennie wyznaczać stopień utlenienia żelaza w każdym z proponowanych związków, korzystając z równania elektroobojętności. a) Stopień utlenienia potasu jest zawsze równy (+1). Stopień utlenienia węgla w jonie cyjankowym wynosi (+2), a azotu (-3). Przyjmijmy wartość stopnia utlenienia żelaza jako „x”: 4×1 + x + 6×2 + 6× (-3) = 0; b) Stopień utlenienia potasu jest zawsze równy (+1). Stopień utlenienia węgla w jonie cyjankowym wynosi (+2), a azotu (-3). Przyjmijmy wartość stopnia utlenienia żelaza jako „x”: 3×1 + x + 6×2 + 6× (-3) = 0; c) Stopień utlenienia tlenu w tlenkach (-2). Przyjmijmy wartość stopnia utlenienia żelaza jako „x”: d) Stopnie utlenienia tlenu i wodoru wynoszą odpowiednio (-2) i (+1). Przyjmijmy wartość stopnia utlenienia żelaza jako „x”: x + 2×(-2) + 2× 1 = 0; Najwyższy stopień utlenienia żelaza to (+3) i objawia się on w związku o składzie K3.
Odpowiedź	Opcja 2

Najbliższe źródło kamienia zawierające fosfina, zostało zaznaczone na mapach i David wysłał tam grupę roboczą złożoną z niebieskich i zielonych jeźdźców, aby rozpoczęli przygotowanie kamienia ognistego.

Teraz znali wszystkie sztuczki wroga, nauczyli się oceniać cechy ataków, nauczyli się oszczędzać siłę jeźdźców i zwierząt, jak chronić się przed oparami fosfina i ciosy Nici.

Strumienie ognia fosfina, wybuchła przez smoki, utworzyła w powietrzu stale zmieniający się wzór światła.

Jeźdźcy odkryli złoża fosfina na płaskowyżu gdzieś pomiędzy rzeką Malajską a Sadridem.

Podczas gdy smok umieścił swoje masywne ciało w tak nieodpowiednim miejscu lądowania, jego szerokie skrzydła roznosiły pachnący zapach po podwórzu fosfina powietrze.

Następnie zmył śmierdzący zapach fosfina spodnie i koszulę, suszyłam je na słońcu i wieszałam w krzakach.

Kiedy Jaxom wszedł do swojego pokoju w drodze, żeby zmienić śmierdzący fosfina kombinezonie lotniczym, jego uwagę przykuł szkic zatoki, wciąż leżący na stole roboczym.

Jaxom wepchnął swoją porcję do ust Rutha i jak zawsze przeżywając wewnętrzne drżenie, zaczął słuchać, jak potężne zęby smoka miażdżyły bogatych fosfina kamień.

Stan utlenienia w PH3

Ogólne informacje o fosfinie i stopniu utlenienia w PH3

Wzór ogólny to PH3 (strukturę cząsteczki pokazano na ryc. 1). Masa molowa fosfiny wynosi 34,00 g/mol.

Znaczenie słowa fosfina

1. Budowa cząsteczki fosfiny ze wskazaniem kąta wiązania i długości wiązania chemicznego.

W niskich temperaturach tworzy stały klarat 8PH3×46H2O. Gęstość - 1,5294 g/l. Temperatura wrzenia - (-87,42oC), temperatura topnienia - (-133,8oC).

W ORR jest silnym środkiem redukującym, utlenianym przez stężone kwasy siarkowy i azotowy, jod, tlen, nadtlenek wodoru, podchloryn sodu. Właściwości donora są znacznie mniej wyraźne niż amoniaku.

PH3, stany utlenienia zawartych w nim pierwiastków

Aby określić stopień utlenienia pierwiastków tworzących fosfinę, należy najpierw zrozumieć, dla których pierwiastków ta wartość jest dokładnie znana.

Fosfina to trywialna nazwa wodorku fosforu i, jak wiadomo, stopień utlenienia wodoru w wodorkach wynosi (+1). Aby określić stopień utlenienia fosforu, przyjmujemy jego wartość jako „x” i określamy ją za pomocą równania neutralności elektrycznej:

x + 3×(+1) = 0;

Oznacza to, że stopień utlenienia fosforu w fosfinie wynosi (-3):

Przykłady rozwiązywania problemów

3. Cząsteczki. Wiązanie chemiczne. Struktura substancji

Nazywa się cząstki chemiczne utworzone z dwóch lub więcej atomów Cząsteczki(rzeczywiste lub warunkowe jednostki formuły substancje wieloatomowe). Atomy w cząsteczkach są wiązane chemicznie.

Wiązanie chemiczne odnosi się do elektrycznych sił przyciągania, które utrzymują cząsteczki razem. Każde wiązanie chemiczne w wzory strukturalne wydaje się linia walencyjna Na przykład:

H – H (wiązanie między dwoma atomami wodoru);

H3N – H+ (wiązanie pomiędzy atomem azotu cząsteczki amoniaku a kationem wodoru);

(K+) – (I-) (wiązanie pomiędzy kationem potasu i jonem jodkowym).

Wiązanie chemiczne tworzy para elektronów ( ), która we wzorach elektronowych cząstek złożonych (cząsteczek, jonów złożonych) jest zwykle zastępowana cechą walencyjną, w przeciwieństwie do własnych, samotnych par elektronowych atomów, na przykład:

Wiązanie chemiczne nazywa się kowalencyjny, jeśli powstaje w wyniku współdzielenia pary elektronów z obydwoma atomami.

W cząsteczce F2 oba atomy fluoru mają taką samą elektroujemność, dlatego posiadanie pary elektronów jest dla nich takie samo. Takie wiązanie chemiczne nazywa się niepolarnym, ponieważ każdy atom fluoru gęstość elektronów jest taki sam w formuła elektroniczna cząsteczki można warunkowo podzielić równo między nimi:

W cząsteczce chlorowodoru HCl wiązanie chemiczne już istnieje polarny, ponieważ gęstość elektronowa na atomie chloru (pierwiastku o wyższej elektroujemności) jest znacznie większa niż na atomie wodoru:

Wiązanie kowalencyjne, na przykład H – H, można utworzyć, dzieląc elektrony dwóch neutralnych atomów:

H · + · H > H – H

H.H

Ten mechanizm tworzenia wiązań nazywa się giełda Lub równowartość.

Według innego mechanizmu to samo wiązanie kowalencyjne H – H występuje, gdy para elektronów jonu wodorkowego H jest wspólna dla kationu wodorowego H+:

H+ + (:H)- > H – H

H.H

W tym przypadku kation H+ nazywa się akceptor anion H – dawca para elektronów. Mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych będzie dawca-akceptor, Lub koordynacja.

Wiązania pojedyncze (H – H, F – F, H – CI, H – N) nazywane są a-obligacje, określają geometryczny kształt cząsteczek.

Wiązania podwójne i potrójne () zawierają jeden element a i jeden lub dwa elementy a; Składnik β, który jest głównym i warunkowo utworzonym jako pierwszy, jest zawsze silniejszy niż składniki β.

Fizyczne (właściwie mierzalne) cechy wiązania chemicznego to jego energia, długość i polarność.

Energia wiązań chemicznych (mi sv) to ciepło wydzielające się podczas tworzenia danego wiązania i zużywane na jego rozerwanie. Dla tych samych atomów zawsze występuje wiązanie pojedyncze słabszy niż wielokrotność (podwójna, potrójna).

Długość wiązania chemicznego (lсв) – odległość międzyjądrowa. Dla tych samych atomów zawsze występuje wiązanie pojedyncze dłużej, niż wielokrotność.

Biegunowość komunikacja jest mierzona elektryczny moment dipolowy p– iloczyn rzeczywistego ładunku elektrycznego (na atomach danego wiązania) przez długość dipola (tj.

Fosfor. Fosfina

długość komunikacji). Im większy moment dipolowy, tym większa polarność wiązania. Rzeczywiste ładunki elektryczne na atomach w wiązaniu kowalencyjnym mają zawsze mniejszą wartość niż stopnie utlenienia pierwiastków, ale mają zbieżny znak; na przykład dla wiązania H+I-Cl-I rzeczywiste ładunki wynoszą H+0'17-Cl-0'17 (cząstka dwubiegunowa lub dipol).

Polaryzacja molekularna zdeterminowane ich składem i kształtem geometrycznym.

Niepolarny (p = O) będzie:

a) cząsteczki prosty substancje, ponieważ zawierają tylko niepolarne wiązania kowalencyjne;

B) wieloatomowy Cząsteczki złożony substancji, jeśli ich kształt geometryczny symetryczny.

Na przykład cząsteczki CO2, BF3 i CH4 mają następujące kierunki równych (pod względem długości) wektorów wiązań:

Podczas dodawania wektorów wiązań ich suma zawsze dąży do zera, a cząsteczki jako całość są niepolarne, chociaż zawierają wiązania polarne.

Polarny (str> O) będzie:

A) dwuatomowy Cząsteczki złożony substancje, ponieważ zawierają tylko wiązania polarne;

B) wieloatomowy Cząsteczki złożony substancji, jeśli chodzi o ich strukturę asymetrycznie, to znaczy ich kształt geometryczny jest albo niepełny, albo zniekształcony, co prowadzi do pojawienia się całkowitego dipola elektrycznego, na przykład w cząsteczkach NH3, H2O, HNO3 i HCN.

Jony złożone, takie jak NH4+, SO42- i NO3-, w zasadzie nie mogą być dipolami; niosą tylko jeden ładunek (dodatni lub ujemny).

Wiązanie jonowe zachodzi podczas elektrostatycznego przyciągania kationów i anionów, prawie bez podziału pary elektronów, na przykład pomiędzy K+ i I-. Atom potasu ma brak gęstości elektronowej, podczas gdy atom jodu ma nadmiar. To połączenie jest brane pod uwagę skrajny przypadek wiązania kowalencyjnego, ponieważ para elektronów jest praktycznie w posiadaniu anionu. Połączenie to jest najbardziej typowe dla związków typowych metali i niemetali (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) oraz substancji klasy soli (NaNO3, K2SO4, CaCO3). Wszystkie te związki w warunkach pokojowych są substancjami krystalicznymi, które zbiorczo nazywane są kryształy jonowe(kryształy zbudowane z kationów i anionów).

Znany jest inny rodzaj połączenia, tzw wiązanie metaliczne, w którym elektrony walencyjne są tak luźno trzymane przez atomy metali, że w rzeczywistości nie należą do określonych atomów.

Atomy metali, pozostawione bez wyraźnie przynależnych do nich zewnętrznych elektronów, stają się niejako jonami dodatnimi. Tworzą się metalowa sieć krystaliczna. Zbiór uspołecznionych elektronów walencyjnych ( gaz elektronowy) utrzymuje razem dodatnie jony metali oraz w określonych miejscach sieci.

Oprócz kryształów jonowych i metalicznych istnieją również kryształy atomowy I molekularny substancje krystaliczne, w których miejscach sieci znajdują się odpowiednio atomy lub cząsteczki. Przykłady: diament i grafit to kryształy o siatce atomowej, jod I2 i dwutlenek węgla CO2 (suchy lód) to kryształy o siatce molekularnej.

Wiązania chemiczne istnieją nie tylko wewnątrz cząsteczek substancji, ale mogą również tworzyć się pomiędzy cząsteczkami, np. ciekłego HF, wody H2O i mieszaniny H2O + NH3:

Wiązanie wodorowe powstaje w wyniku sił przyciągania elektrostatycznego cząsteczek polarnych zawierających atomy najbardziej elektroujemnych pierwiastków - F, O, N. Przykładowo wiązania wodorowe występują w HF, H2O i NH3, ale nie występują w HCl, H2S i PH3 .

Wiązania wodorowe są niestabilne i dość łatwo pękają, na przykład podczas topnienia lodu i wrzenia wody. Jednak na rozerwanie tych wiązań zużywana jest dodatkowa energia, a co za tym idzie temperatury topnienia (Tabela 5) i temperatury wrzenia substancji z wiązaniami wodorowymi

(na przykład HF i H2O) są znacznie wyższe niż w przypadku podobnych substancji, ale bez wiązań wodorowych (na przykład odpowiednio HCl i H2S).

Wiele związków organicznych tworzy również wiązania wodorowe; Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w procesach biologicznych.

Przykłady zadań z Części A

1. Substancje posiadające wyłącznie wiązania kowalencyjne

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. Wiązanie kowalencyjne

2. singiel

3. podwójne

4. potrójny

obecny w substancji

5. W cząsteczkach istnieje wiele wiązań

6. Cząstki zwane rodnikami to

7. Jedno z wiązań tworzy mechanizm donor-akceptor w zestawie jonów

8. Najbardziej trwałe I krótki wiązanie - w cząsteczce

9. Substancje posiadające wyłącznie wiązania jonowe - w zestawie

10–13. Sieć krystaliczna materii

1) metal

3) atomowy

4) molekularny

Związki fosforu.

R-3. Fosforki metali są jonowymi związkami kowalencyjnymi. Fosforki s-metali (z wyjątkiem Be) i lantanowce są związkami jonowymi o charakterze soli, łatwo ulegają hydrolizie pod wpływem wody i kwasów: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Fosforki pierwiastków D są związkami chemicznie obojętnymi podobnymi do metali. Wyjątkiem są fosforki metali z grup I i ​​II, podgrup bocznych, które również są solone, ale z dużą domieszką kowalencji. Fosfor nie tworzy stabilnych związków z antymonem, bizmutem, ołowiem i rtęcią.

Związek fosforu i wodoru nazywany jest fosforowodorem, chociaż elektroujemność tych pierwiastków jest prawie równa. Związek ma wzór PH3 i nazywa się fosfina. Jest to wyjątkowo trujący gaz o nieprzyjemnym zapachu czosnku, temperatura wrzenia = -88°C. Nie ma wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami fosfiny w cieczy oraz pomiędzy cząsteczkami wody i fosfiny podczas rozpuszczania, dlatego temperatura wrzenia jest niska i fosfina praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie. Cząsteczka ma kształt piramidy z atomem fosforu na wierzchołku i kątem 93,5° między wiązaniami P-H, co wskazuje na brak hybrydyzacji orbitali atomowych fosforu podczas tworzenia tego związku. Wiązania utworzone są przez prawie czyste orbitale p. Samotna para elektronów fosforu pozostaje na orbicie 3s, zatem fosfina jest słabą zasadą i ogólnie słabym środkiem kompleksującym. Kation fosfoniowy powstaje tylko z najsilniejszymi kwasami w środowisku bezwodnym (HJ, HClO4, HBF4), np. PH3 + HJ = PH4J. Woda łatwo rozkłada sole fosfoniowe. Fosfina wykazuje silne właściwości redukujące: PH3 + 2O2 = H3PO4 (w 150°C reakcja ta zachodzi wybuchowo), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O = H2(PHO3) + 6HJ . Nie można przeprowadzić syntezy fosfiny z prostych substancji, ponieważ wiązanie P-H nie jest wystarczająco mocne ze względu na swoją długość i niewielki udział składnika elektrostatycznego. Dlatego fosfinę otrzymuje się przez hydrolizę fosforków metali lub rozpuszczenie fosforu w zasadach (reakcje podane powyżej).

Głównymi związkami fosforu na dodatnich stopniach utlenienia są tlenki, kwasy i halogenki zawierające tlen. Wskazane jest rozważenie ich osobno.

Tlenki fosforu– Р4О6 i Р4О10 są tlenkami kwasowymi, mają budowę molekularną, są ciałami stałymi (tmelt(Р4О6)=23,8°С, odmiana molekularna Р4О10 sublimuje w temperaturze 3590С, a modyfikacja polimeru topi się w temperaturze 580°С), oba rozpuszczają się w wodzie, dając wodorotlenki, które są odpowiednio kwasami fosforowymi i ortofosforowymi. Tlenek fosforu (V) jest bardzo higroskopijny, pochłania wilgoć z powietrza, dlatego stosowany jest jako środek osuszający, a także jako środek usuwający wodę: P2O5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, który wytwarza kwas metafosforowy lub kwasy polifosforowe - (HPO3 )3-4. Tlenek fosforu(III), w którym fosfor znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia, jest zdolny do dalszych reakcji utleniania i reakcji dysproporcjonowania, np.: P4O6 + 2O2 = P4O10 P4O6 + 6H2O (hor) = 3H3PO4 + PH3, w temperaturze 210°C w w atmosferze H2 zachodzi reakcja 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. Tlenek fosforu (V) nie ma właściwości utleniających, ale sam można otrzymać przez utlenianie fosforu w warunkach bezwodnych, na przykład podczas rozkładu termicznego niektórych soli: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Kwasy tlenowe fosforu. Różnorodność kwasów tlenowych fosforu wynika z następujących przyczyn: 1. Wartościowość fosforu może wynosić III lub V. 2. W przypadku wartościowości V możliwe jest tworzenie orto i metakwasów, różniących się liczbą przyłączone cząsteczki wody. 3. We wszystkich wodorotlenkach fosfor ma liczbę koordynacyjną 4, takie wodorotlenki są dla niego bardziej stabilne, a jeśli nie ma wystarczającej liczby atomów tlenu, powstaje wiązanie P-H ((HO)2PHO, a nie P(OH)3, itp.). 4. Kwasy fosforowe mają tendencję do tworzenia polimerów liniowych lub cyklicznych. 5. Pod pewnymi warunkami możliwe jest utworzenie wiązania P-R. 6. Podobnie jak w przypadku wszystkich wodorotlenków, dalsze utlenianie powoduje powstawanie nadtlenokwasów. Przedstawiamy budowę i właściwości najsłynniejszych kwasów fosforowych.

H3PO4 – kwas ortofosforowy. Jest to kwas trójzasadowy, średnio dysocjujący w pierwszym etapie (Ka = 7,52,10-3) i słaby w pozostałych dwóch etapach. W stanie bezwodnym tworzy przezroczyste, higroskopijne kryształy o temperaturze topnienia = 42°C. Rozpuszcza się w wodzie w dowolnym stężeniu. Kwas ortofosforowy otrzymuje się poprzez rozpuszczenie tlenku fosforu (V) w wodzie, spalenie fosfiny, utlenienie wszelkich form fosforu w środowisku kwaśnym, hydrolizę binarnych związków fosforu (V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S. W przemyśle stosuje się metodę spalania fosforu z późniejszym rozpuszczeniem tlenku, a także wypieranie kwasu ortofosforowego z fosforanu wapnia stężonym kwasem siarkowym po podgrzaniu: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Kwasowi temu odpowiadają trzy serie soli – średnia (fosforany lub ortofosforany) i kwasowa (wodorofosforany i diwodorofosforany). Fosforany i wodorofosforany wszystkich metali z wyjątkiem sodu, potasu, rubidu i cezu są nierozpuszczalne w wodzie. Diwodorofosforany są rozpuszczalne. Rozpuszczalne fosforany ulegają silnej hydrolizie przy anionie, najwyższą stałą hydrolizy charakteryzuje anion fosforanowy, a najmniejszą diwodorofosforan. Hydroliza na anionie prowadzi do powstania zasadowego środowiska roztworów soli. Aniony kwasowe, jednocześnie z hydrolizą, uczestniczą w równowadze dysocjacji, co prowadzi do powstania kwaśnego środowiska roztworu, w większym stopniu dla diwodorofosforanu, w mniejszym dla wodorofosforanu. W wyniku tych procesów roztwór diwodorofosforanu sodu ma środowisko słabo kwaśne, roztwór wodorofosforanu ma środowisko słabo zasadowe, a roztwór fosforanu ma środowisko silnie zasadowe. Powstał fosforan amonu w postaci soli słaby kwas i zasada, ulega całkowitemu rozkładowi przez wodę. Ortofosforany topią się bez rozkładu w bardzo wysokich temperaturach. Wodorofosforany po podgrzaniu dają difosforany: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. Po podgrzaniu diwodorofosforany zamieniają się w polimetafosforany: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Fosforany nie mają silnych właściwości utleniających, ale pod wpływem ogrzewania mogą zostać zredukowane przez węgiel. W obecności dwutlenku krzemu reakcja ta prowadzi do wytworzenia fosforu (podano równanie reakcji), w przypadku braku SiO2 proces przebiega następująco: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. Ogrzewanie fosforanu amonu prowadzi do stopniowej utraty cząsteczek amoniaku, ostatecznie tworząc kwas polimetafosforowy w temperaturach powyżej 300°C.

Kiedy kwas ortofosforowy ulega odwodnieniu, tworzą się skondensowane kwasy fosforowe, które zawierają jeden lub więcej mostkujących atomów tlenu. W tym przypadku powstają struktury łańcuchowe, cykliczne i mieszane. Spójrzmy na najprostszy z nich.

Kwas difosforowy (pirofosforowy) – H4P2O7. Otrzymuje się go przez ogrzewanie kwasu ortofosforowego do 2000C. W stanie bezwodnym są to bezbarwne kryształy o temperaturze topnienia = 61°C, które doskonale rozpuszczają się w wodzie, tworząc znacznie silniejszy kwas niż kwas fosforowy. Kwas ten jest szczególnie silny w pierwszych dwóch etapach. Każdy skondensowany kwas jest silniejszy niż pojedynczy kwas, ponieważ jego dysocjacja powoduje powstanie bardziej stabilnego anionu. Roztwory kwasu pirofosforowego są niestabilne, ponieważ po stopniowym dodawaniu cząsteczki wody powstają dwie cząsteczki kwasu ortofosforowego. Bardziej stabilnymi solami są pirofosforany, które, jak już wspomniano, można otrzymać przez ogrzewanie wodorofosforanów.

Kwasy metafosforowe – (HPO3)x, gdzie x=3,4,6. Cykliczne skondensowane kwasy zawierające cykl naprzemiennych atomów fosforu i tlenu. Otrzymuje się je poprzez rozpuszczenie tlenku fosforu (V) w kwasie ortofosforowym, a także ogrzewanie kwasu pirofosforowego do 300°C: 3H4P2O7 = 2(HPO3)3 + H2O. Wszystkie kwasy metafosforowe są bardzo mocne, dla kwasu trimetafosforowego Ka2 = 0,02. Wszystkie te kwasy również stopniowo przekształcają się w kwas ortofosforowy w roztworze wodnym. Ich sole nazywane są odpowiednio tri-, tetra- i heksametafosforanami.

Przez utlenianie tlenku fosforu (V) można otrzymać kwas nadtlenofosforowy: P4O10 + 4H2O2 + 2H2O = 4H3PO5.

Kwas fosforowy (podfosforowy) H4P2O6 ma połączenie R-R. Wzór strukturalny można przedstawić jako (OH)2OP-PO(OH)2.

Właściwości fosfiny

Ze wzoru jasno wynika, że ​​wartościowość fosforu wynosi 5, a stopień utlenienia +4 jest wartością formalną związaną z obecnością wiązań między identycznymi atomami. Jest to kwas czterozasadowy, którego siła odpowiada kwasowi fosforowemu. Otrzymuje się go w reakcji: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 i uwalnia się z roztworu w postaci dihydratu o temperaturze topnienia = 62°C. W roztworze kwaśnym dysproporcjonuje na kwasy ortofosforowy i fosforawy.

Kwas fosforawy H3PO3 lub H2. Jest to kwas dwuzasadowy o średniej mocy, w stanie bezwodnym - solidny przy tmelt=74°С. Otrzymuje się go przez hydrolizę halogenków fosforu (III), a także przez utlenianie białego fosforu chlorem pod wodą: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. Jak wspomniano powyżej, związek o składzie P(OH)3 jest mniej stabilny, dlatego wraz z tworzeniem zachodzi izomeryzacja komunikacja RN, który nie dysocjuje już w roztworze wodnym. Sole kwasu fosforawego nazywane są fosforynami, sole kwasowe nazywane są wodorofosforynami. Większość fosforynów (z wyjątkiem soli metali alkalicznych) jest nierozpuszczalna w wodzie. Podobnie jak wszystkie związki fosforu (III), kwas fosforawy jest silnym czynnikiem redukującym, utlenia się do kwasu fosforowego pod wpływem halogenów, dwutlenku azotu i innych utleniaczy, a także redukuje metale niskoaktywne z roztworu ich soli, np.: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓ Po podgrzaniu powstaje nieproporcjonalność: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Kwas fosforowy (fosfinowy) H3PO2 lub H. Jest to substancja stała o temperaturze topnienia = 26,5°C, której wodnym roztworem jest dość mocny (Ka = 7,9·10-2) kwas jednozasadowy. Fosfor w tym związku ma również pięć wiązań, z których dwa są z atomami wodoru. Ulega jedynie dysocjacji Brak połączenia. Formalny stopień utlenienia fosforu w tym związku wynosi +1. Kwas podfosforawy i jego sole, podfosforyny, są silnymi środkami redukującymi. Kationy metali, nawet te należące do szeregu napięciowego przed wodorem, można zredukować do metalu: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2+ Ni↓. Po podgrzaniu kwas fosforawy staje się nieproporcjonalny: 3H = PH3 + 2H2. Wykazano również, że wraz ze wzrostem temperatury kwas fosforawy rozkłada się na kwas fosforowy i fosfinę. Podfosforyny metali alkalicznych i ziem alkalicznych otrzymuje się w wyniku oddziaływania fosforu i zasad (patrz wyżej). Utlenianie fosfiny łagodnym utleniaczem: PH3 + SO2 = H + S↓ (katalizatory - rtęć i śladowe ilości wody).

Halogenki fosforu PX3 i PX5. Znane są wszystkie halogenki fosforu z wyjątkiem PJ5. W przypadku fosforu (III) są to cząsteczki piramidalne z atomem fosforu na górze i kątami pomiędzy wiązaniami P-X równymi 100°. Halogenki fosforu (V) to bipiramidy trygonalne z hybrydyzacją sp3d orbitali atomowych fosforu. Obydwa fluorki fosforu w normalnych warunkach są gazami, PCl3 i PBr3 to ciecze, a trójjodek, pentachlorek i pentabromek to ciała stałe. Dwa ostatnie związki to sole z jonami kompleksowymi PCl5: +-, PBr5: +Br-. Po podgrzaniu oba związki oddzielają cząsteczkę halogenu i przekształcają się w trihalogenek. Halogenki fosforu otrzymuje się w drodze bezpośredniej syntezy. Tylko PF3 – pośrednio: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Hydrolizie ulegają wszystkie halogenki fosforu, utlenianiu ulegają również trihalogenki: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 - tlenochlorek fosforu, można otrzymać także innymi reakcjami: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3. Trihalogenki dodają także siarkę: PCl3 + S = PSCl3. W roztworach niewodnych możliwe są reakcje: KF + PF5 = K HF(ciecz) + PF5 = H – kwas heksafluorofosforowy, trwały tylko w roztworze wodnym, mocą porównywalną do kwasu nadchlorowego.

Poprzedni567891011121314151617181920Następny

ZOBACZ WIĘCEJ:

Fosfina. Tlenki fosforu i kwasy fosforowe: właściwości, otrzymywanie.

Słowo fosfina

Medyczne i biologiczne znaczenie fosforu.

Fosfina (fosforowodór, wodorek fosforu, według nomenklatury IUPAC – fosfan PH3) to bezbarwny, bardzo trujący, raczej niestabilny (w normalnych warunkach) gaz o specyficznym zapachu zgniłych ryb.

Właściwości fizyczne

Bezbarwny gaz. Słabo rozpuszcza się w wodzie i nie reaguje z nią. W niskich temperaturach tworzy stały klatrat 8РН3·46Н2О. Rozpuszczalny w benzenie, eterze dietylowym, dwusiarczku węgla. W temperaturze -133,8 ° C tworzy kryształy z sześcienną siatką skupioną na ścianie.

Cząsteczka fosfiny ma kształt piramidy trygonalnej o symetrii molekularnej C3v (dPH = 0,142 nm, HPH = 93,5o). Moment dipolowy wynosi 0,58 D i jest znacznie niższy niż w przypadku amoniaku. Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami PH3 praktycznie nie jest obserwowane, dlatego fosfina ma niższą temperaturę topnienia i wrzenia.

]Paragon

Fosfinę otrzymuje się w reakcji białego fosforu z gorącą zasadą, na przykład:

Można go również otrzymać traktując fosforki wodą lub kwasami:

Po podgrzaniu chlorowodór reaguje z białym fosforem:

Rozkład jodku fosfoniowego:

Rozkład kwasu fosfonowego:

lub przywrócenie go:

Właściwości chemiczne

Fosfina bardzo różni się od swojego odpowiednika amoniaku. Jego aktywność chemiczna jest większa niż amoniaku, jest słabo rozpuszczalny w wodzie, gdyż zasada jest znacznie słabsza od amoniaku. To ostatnie można wytłumaczyć faktem, że wiązania HP są słabo spolaryzowane i aktywność wolnej pary elektronów w fosforze (3s2) jest mniejsza niż azotu (2s2) w amoniaku.

W przypadku braku tlenu po podgrzaniu rozkłada się na pierwiastki:

zapala się samorzutnie w powietrzu (w obecności par difosfiny lub w temperaturze powyżej 100 °C):

Wykazuje silne właściwości regenerujące:

Podczas interakcji z silnymi donorami protonów fosfina może wytwarzać sole fosfoniowe zawierające jon PH4+ (podobnie jak amon). Sole fosfoniowe, bezbarwne substancje krystaliczne, są wyjątkowo niestabilne i łatwo hydrolizują.

Sole fosfinowe, podobnie jak sama fosfina, są silnymi środkami redukującymi.

Toksyczność

Fosfina jest silnie toksyczna, wpływa na układ nerwowy i zaburza metabolizm. MPC = 0,1 mg/m3. Zapach jest wyczuwalny już przy stężeniu 2-4 mg/m3, długotrwałe wdychanie przy stężeniu 10 mg/m3 grozi śmiercią. W ludzkiej krwi zawartość fosfiny nie przekracza 0,001 mg/m3.

Znane są następujące tlenki fosforu:

Tlenek fosforu(III) to dwuskładnikowy związek nieorganiczny, tlenek fosforu o wzorze P4O6, w postaci białych płatków lub kryształków o nieprzyjemnym zapachu, reaguje z wodą.

Paragon

• Ostrożne utlenianie białego fosforu podtlenkiem azotu lub dwutlenkiem węgla:

• Odwrotna dysproporcja tlenku fosforu(V) i fosforu białego:

[edytuj]Właściwości fizyczne

Tlenek fosforu(III) tworzy białe płatki lub kryształy o nieprzyjemnym zapachu.

Dobrze rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych (benzen, dwusiarczek węgla).

Niestabilny w świetle, najpierw zmienia kolor na żółty, a następnie czerwony.

Nieruchomości

P4O10 bardzo aktywnie oddziałuje z wodą (forma H absorbuje wodę nawet wybuchowo), tworząc mieszaniny kwasów fosforowych, których skład zależy od ilości wody i innych warunków:

Posiada także zdolność ekstrakcji wody z innych związków, będących silnym czynnikiem odwadniającym:

Tlenek fosforu(V) jest szeroko stosowany w syntezie organicznej. Reaguje z amidami, zamieniając je w nitryle:

Kwasy karboksylowe przekształca się w odpowiednie bezwodniki:

Tlenek fosforu(V) oddziałuje także z alkoholami, eterami, fenolami i innymi związkami organicznymi. W takim przypadku pojawia się luka Połączenia P-O-P i powstają związki fosforoorganiczne. Reaguje z NH3 i halogenowodorami, tworząc fosforany amonu i tlenohalogenki fosforu:

Kiedy P4O10 łączy się z zasadowymi tlenkami, tworzy różne stałe fosforany, których charakter zależy od warunków reakcji.

Paragon

Tlenek fosforu(V) powstaje w wyniku spalania fosforu. Proces technologiczny odbywa się w komorze spalania i obejmuje utlenianie pierwiastkowego P za pomocą podsuszonego powietrza, wytrącanie P4O10 oraz oczyszczanie gazów spalinowych. Powstały pięciotlenek oczyszcza się przez sublimację.

Produkt techniczny ma wygląd białej śnieżnopodobnej masy składającej się z mieszaniny różnych form P4O10.

Aplikacja

P4O10 stosuje się jako środek suszący do gazów i cieczy. Jest także produktem pośrednim w produkcji kwasu ortofosforowego H3PO4 metodą termiczną.

Szeroko stosowany w syntezie organicznej w reakcjach odwodnienia i kondensacji.

Wartość fosforu

• fosfor jest zawarty w kwasy nukleinowe, które biorą udział w procesach wzrostu, podziału komórek, przechowywania i wykorzystania informacji genetycznej
• fosfor zawarty jest w kościach szkieletu (około 85% całkowitej ilości fosforu w organizmie)
• fosfor jest niezbędny dla prawidłowej budowy zębów i dziąseł
• zapewnia prawidłową pracę serca i nerek
• fosfor bierze udział w procesach akumulacji i uwalniania energii w komórkach
• uczestniczy w przekazywaniu impulsów nerwowych
• wspomaga metabolizm tłuszczów i skrobi.

Nieorganiczny pierwiastek fosfor, P, występuje w organizmie człowieka w postaci związków fosforu – nieorganicznych fosforanów i lipidów lub nukleotydów.

Poprzedni10111213141516171819202122232425Następny

Właściwości fizyczne

Fosfor P ma kilka modyfikacji alotropowych: biały, czerwony, czarny.

Pozyskiwanie fosforu P

Wolny fosfor P otrzymywany z naturalnego fosforanu wapnia poprzez ogrzewanie go piaskiem ( SiO2) i węgiel w piekarniku elektrycznym o godz wysoka temperatura:

Właściwości chemiczne fosforu - P

Biały fosfor bardziej reaktywny niż czerwony.

Uważaj - fosfina!

Łatwo się utlenia i samozapala się w powietrzu.

Po utlenieniu biały fosfor świeci w ciemności energia chemiczna zamienia się w energię świetlną.

Związki fosforu P z metalami nazywane są fosforki. Łatwo ulegają rozkładowi pod wpływem wody, tworząc gaz fosfina (PH3).

Fosfina - PH3

4. Przy dużym nadmiarze chloru powstaje pięciochlorek fosforu:

Tlenki i kwasy fosforu

Fosfor tworzy się z tlenem trzy tlenki :

P2O3 – bezwodnik fosforu – tlenek fosforu (III);

P2O5 – bezwodnik fosforu – tlenek fosforu (V);

(P2O4 to czterotlenek fosforu).

P2O3 otrzymywany przez powolne utlenianie fosforu (przy braku tlenu):

Pod wpływem zimnej wody tworzy się kwas fosforowy – H3PO3.

P2O5 powstaje podczas spalania fosforu w powietrzu (z nadmiarem tlenu):

Kwasy

Bezwodnik fosforu P2O5 w zależności od temperatury może dodać różną ilość wody tworząc kwasy o różnym składzie:

Najważniejsze jest to orto Kwas fosforowy -H3PO4.

Można go uzyskać w następujący sposób:

1. Wrzący kwas metafosforowy:

2. Utlenianie czerwonego fosforu:

3. Działanie kwasu siarkowego na fosforan wapnia:

©2015 arhivinfo.ru Wszelkie prawa należą do autorów zamieszczonych materiałów.

Korepetytor chemii

Kontynuacja. Widzieć w nr 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

LEKCJA 30

10. klasa(pierwszy rok studiów)

Fosfor i jego związki

1. Pozycja w tabeli D.I. Mendelejewa, budowa atomu.

2. Krótka historia odkrycia i pochodzenie nazwy.

3. Właściwości fizyczne.

4. Właściwości chemiczne.

5. Bycie w naturze.

6. Podstawowe metody otrzymywania

7. Najważniejsze związki fosforu.

Fosfor należy do głównej podgrupy grupy V układ okresowy DI Mendelejew. Jego wzór elektroniczny to 1 S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 3, to R-element. Charakterystyczne stopnie utlenienia fosforu w związkach to –3, +3, +5; Najbardziej stabilny stopień utlenienia to +5. W związkach fosfor może wchodzić w skład zarówno kationów, jak i anionów, na przykład:

Fosfor wziął swoją nazwę od zdolności białego fosforu do świecenia w ciemności. Greckie słowo tłumaczone jest jako „niosący światło”. Fosfor zawdzięcza tę nazwę swojemu odkrywcy, alchemikowi Brandowi, który zahipnotyzowany blaskiem białego fosforu doszedł do wniosku, że otrzymał kamień filozoficzny.

Fosfor może występować w postaci kilku modyfikacji alotropowych, z których najbardziej stabilnymi są fosfor biały, czerwony i czarny.

Cząsteczka biały fosfor (najbardziej aktywny alotrop) ma molekularną sieć krystaliczną, w której węzłach znajdują się tetraatomowe cząsteczki P 4 o strukturze czworościennej.

Fosfor biały jest miękki jak wosk, topi się i wrze bez rozkładu i ma czosnkowy zapach. W powietrzu biały fosfor szybko się utlenia (świeci zielonkawo) i możliwy jest samozapłon drobnego białego fosforu. Nierozpuszczalny w wodzie (przechowywany pod warstwą wody), ale rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. Działa toksycznie (nawet w małych dawkach, MPC = 0,03 mg/m3). Ma bardzo wysoką aktywność chemiczną. Po podgrzaniu bez dostępu powietrza do temperatury 250–300 ° C zamienia się w czerwony fosfor.

Czerwony fosfor – jest polimerem nieorganicznym; makrocząsteczki P N może mieć strukturę cykliczną i acykliczną. Jego właściwości znacznie różnią się od białego fosforu: nie jest toksyczny, nie świeci w ciemności, nie rozpuszcza się w dwusiarczku węgla i innych rozpuszczalnikach organicznych i nie ma wysokiej aktywności chemicznej. W temperaturze pokojowej powoli zamienia się w biały fosfor; po podgrzaniu do 200°C pod ciśnieniem zamienia się w czarny fosfor.

Czarny fosfor wygląda jak grafit. W strukturze jest to polimer nieorganiczny, którego cząsteczki mają strukturę warstwową. Półprzewodnik. Nie trujący. Aktywność chemiczna jest znacznie niższa niż w przypadku fosforu białego. Stabilny w powietrzu. Po podgrzaniu zamienia się w czerwony fosfor.

Właściwości chemiczne

Najbardziej aktywny chemicznie jest fosfor biały (ale w praktyce wolą pracować z fosforem czerwonym). W reakcjach może wykazywać właściwości zarówno utleniacza, jak i reduktora, np.:

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

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

Metale (+/–)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2,

3Na + P Na 3P,

Reakcja Cu + P nie zachodzi.

Niemetale (+):

2P + 3I 2PI 3,

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

Tlenki zasadowe (–).

Tlenki kwasowe (–).

Alkalia (+):

Kwasy (nie utleniacze) (–).

Kwasy utleniające (+):

3P (kr.) + 5HNO 3 (rozcieńczony) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

P (czerwony) + 5HNO 3 (stęż.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (kr.) + H 2 SO 4 (stęż.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Sole (–)**.

W przyrodzie fosfor występuje w postaci związków (sol), z których najważniejszymi są fosforyt (Ca 3 (PO 4) 2), chlorapatyt (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) i fluoroapatyt (Ca 3 ( PO 4) 2 CaF 2). Fosforan wapnia występuje w kościach wszystkich kręgowców, powodując ich siłę.

Fosfor otrzymywany jest w piecach elektrycznych poprzez stapianie fosforanu wapnia, piasku i węgla bez dostępu powietrza:

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

Do najważniejszych związków fosforu zalicza się: fosfinę, tlenek fosforu(III), tlenek fosforu(V), kwasy fosforowe.

F o f i n

Ten wodorowy związek fosforu, bezbarwny gaz o czosnkowo-rybim zapachu, jest silnie trujący. Słabo rozpuszczalny w wodzie, ale dobrze rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. Znacznie mniej stabilny niż amoniak, ale jest silniejszym środkiem redukującym. Nie ma praktycznego znaczenia.

Aby otrzymać fosfinę, zwykle nie stosuje się bezpośredniej reakcji syntezy prostych substancji; Najpopularniejszą metodą wytwarzania fosfiny jest hydroliza fosforków:

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

Ponadto fosfinę można otrzymać w reakcji dysproporcjonowania między roztworami fosforu i zasad:

4P + 3KOH + 3H2OPH3 + KPO2H2,

lub z soli fosfoniowych:

PH 4 I PH 3 + HI,

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

Wskazane jest rozważenie właściwości chemicznych fosfiny z dwóch stron.

Właściwości kwasowo-zasadowe. Fosfina tworzy z wodą niestabilny hydrat, wykazujący bardzo słabe właściwości zasadowe:

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.

Właściwości redoksowe. Fosfina jest silnym środkiem redukującym:

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

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

O s i d ph os phor a (III)

Tlenek P 2 O 3 (prawdziwy wzór - P 4 O 6) to biała substancja krystaliczna, typowy tlenek kwasowy. W reakcji z zimną wodą tworzy kwas fosforawy (średnio mocny):

P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3

Ponieważ kwas fosforawy jest dwuzasadowy, gdy trójtlenek fosforu reaguje z zasadami, powstają dwa rodzaje soli - wodorofosforyny i diwodorofosforyny.

Na przykład:

P 2 O 3 + 4 NaOH = 2 Na 2 HPO 3 + H 2 O,

P 2 O 3 + 2 NaOH + H 2 O = 2 NaH 2 PO 3.

Dwutlenek fosforu P 2 O 3 utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego do pięciotlenku:

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

Trójtlenek fosforu i kwas fosforawy są dość silnymi środkami redukującymi. Tlenek fosforu(III) otrzymuje się w wyniku powolnego utleniania fosforu pod nieobecność tlenu:

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

Tlenki fosforu(V) i kwasy fosforowe

Pięciotlenek fosforu P 2 O 5 (prawdziwy wzór – P 4 O 10) to biała, higroskopijna, krystaliczna substancja. W stanie stałym i gazowym cząsteczka występuje w postaci dimeru, w wysokich temperaturach ulega monomeryzacji. Typowy tlenek kwasowy. Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, tworząc szereg kwasów fosforowych:

metafosforowy:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

pirofosforowy (difosforowy):

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

ortofosforowy (fosforowy):

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Pięciotlenek fosforu wykazuje wszystkie właściwości charakterystyczne dla tlenków kwasowych, na przykład:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4,

P 2 O 5 + 3CaO 2Ca 3 (PO 4) 2;

może tworzyć trzy rodzaje soli:

Właściwości utleniające nie są dla niego typowe, gdyż Stopień utlenienia +5 jest bardzo stabilny dla fosforu. Pięciotlenek fosforu otrzymuje się poprzez spalenie fosforu w wystarczającej ilości tlenu:

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

Kwas ortofosforowy H 3 PO 4 jest bezbarwną substancją krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie, higroskopijną. Jest to kwas triprotowy o średniej mocy; nie ma wyraźnych właściwości utleniających. Wykazuje wszystkie właściwości chemiczne charakterystyczne dla kwasów i tworzy trzy rodzaje soli (fosforany, wodorofosforany i diwodorofosforany):

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

H3PO4+Cu,

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

2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 = 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

W przemyśle kwas fosforowy otrzymuje się poprzez ekstrakcję:

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

a także metodą termiczną:

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

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

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4.

Laboratoryjne metody otrzymywania kwasu ortofosforowego obejmują wpływ rozcieńczonego kwasu azotowego na fosfor:

3P (kr.) + 5HNO 3 (rozcieńczony) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

oddziaływanie kwasu metafosforowego z wodą po podgrzaniu:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

W organizmie człowieka kwas ortofosforowy powstaje podczas hydrolizy kwasu adenozynotrifosforowego (ATP):

ATP ADP + H3PO4 .

Jakościowa reakcja na jon fosforanowy jest reakcją z kationem srebra; Tworzy się żółty osad, nierozpuszczalny w lekko kwaśnym środowisku:

3Ag + + = Ag 3PO 4,

3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4 + 3KNO3.

Oprócz powyższych kwasów fosforowych (zawierających fosfor na stopniu utlenienia +5), dla fosforu znanych jest wiele innych kwasów zawierających tlen. Oto niektórzy z najważniejszych przedstawicieli.

Fosfor(HPO 2 H 2) jest kwasem jednozasadowym o średniej mocy. Jego drugie imię to fosfina:

Sole tego kwasu nazywane są podfosforynami lub fosforynami, na przykład KPO 2 H 2.

Fosfor(H 3 PO 3) jest kwasem dwuzasadowym o średniej mocy, nieco słabszym niż podfosforawy. Ma też drugie imię – fosfonowe:

Jego sole nazywane są fosforynami lub fosfonianami, na przykład K 2 PO 3 H.

Difosforowy (pirofosforowy)(H 4 P 2 O 7) - kwas czterozasadowy o średniej mocy, nieco silniejszy od kwasu fosforowego:

Sole to difosforany, na przykład K 4 P 2 O 7.

Test na temat „Fosfor i jego związki”

1. Wyeliminuj element „dodatkowy” z wymienionych zgodnie z zasadą możliwości tworzenia modyfikacji alotropowych:

a) tlen; b) azot;

c) fosfor; d) siarka.

2. W wyniku reakcji 42,6 g bezwodnika fosforu i 400 g 15% roztworu wodorotlenku sodu powstaje:

a) fosforan sodu;

b) wodorofosforan sodu;

c) mieszanina fosforanu i wodorofosforanu sodu;

d) mieszanina wodoro- i diwodorofosforanu sodu.

3. Suma współczynników w równaniu dysocjacja elektrolityczna fosforan potasu jest równy:

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

4. Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie atomu fosforu:

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

5. Fosfor otrzymany z 33 g technicznego fosforanu wapnia spalono w tlenie. Powstały tlenek fosforu(V) poddano reakcji z 200 ml 10% roztworu wodorotlenku sodu (gęstość 1,2 g/ml) tworząc średnią sól. Masa zanieczyszczeń w próbce technicznej fosforanu wapnia (w g) wynosi:

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

6. Liczba wiązań - w cząsteczce kwasu pirofosforowego:

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

7. Liczba atomów wodoru zawarta w 4,48 litra (n.s.) fosfiny wynosi:

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

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

8. W temperaturze 30°C określona reakcja zachodzi w ciągu 15 s, a w temperaturze 0°C – w ciągu 2 minut. Współczynnik Van't Hoffa dla tej reakcji:

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

9. Kwas fosforowy może reagować z następującymi substancjami:

a) tlenek miedzi(II); b) wodorotlenek potasu;

c) kwas azotowy; d) cynk.

10. Suma współczynników reakcji fosforu z solą Bertholleta jest równa:

a) 9; b) 6; c) 19; d) taka reakcja jest niemożliwa.

Klucz do testu

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
B	V	A	V	V	B	G	B	a, b, d	V

Zadania i ćwiczenia dotyczące fosforu i jego związków

Łańcuch transformacji:

1. Fosfor -> pięciotlenek fosforu -> kwas ortofosforowy -> fosforan wapnia ® kwas fosforowy.

2. Fosforan wapnia -> fosfor -> fosforek wapnia -> fosfina -> pięciotlenek fosforu -> kwas fosforowy -> diwodorofosforan wapnia.

3. Fosforan wapnia -> A -> B -> C -> D -> E -> fosforan wapnia. Wszystkie substancje zawierają fosfor, na schemacie znajdują się trzy ORP z rzędu.

4. Fosfor -> pięciotlenek fosforu -> fosforan wapnia -> fosfor -> fosfina -> kwas fosforowy -> diwodorofosforan wapnia.

5. Fosforek wapnia (+ roztwór kwasu solnego) -> A (+ tlen) -> B (+ wodorotlenek sodu, niedobór) -> C (+ wodorotlenek sodu, nadmiar) -> D (+ wodorotlenek wapnia) -> E.

Poziom A

1. Po całkowitym spaleniu 6,8 g substancji otrzymano 14,2 g pięciotlenku fosforu i 5,4 g wody. Do powstałych produktów reakcji dodano 37 ml 32% roztworu wodorotlenku sodu (gęstość 1,35 g/ml). Ustal wzór substancji wyjściowej i określ stężenie powstałego roztworu.

Rozwiązanie

Równanie reakcji:

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

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

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

M= 6,8 g.

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

Dlatego wzór substancji wyjściowej to PH 3, a równanie reakcji to:

następnie powstaje kwas fosforowy:

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

Kwas fosforowy może reagować z zasadami w następujący sposób:

Określmy ilość substancji NaOH zgodnie z warunkami zadania:

(H 3PO 4): (NaOH) = 0,2: 0,4 = 1: 2,

Dlatego zachodzi reakcja 2.

(Na2HPO4) = (H3PO4) = 0,2 mol;

M(Na2HPO4) = M(Na2HPO4) (Na2HPO4) = 142 · 0,2 = 28,4 g;

M(r-ra) = M(P2O5) + M(H2O) + M(roztwór NaOH) = 14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 g.

(Na2HPO4) = M(Na2HPO4)/ M(r-ra) = 28,4/69,55 = 0,4083, czyli 40,83%.

Odpowiedź. pH 3; (Na2HPO4) = 40,83%.

2. Po całkowitej elektrolizie 1 kg roztworu siarczanu żelaza(II) na katodzie wydzieliło się 56 g metalu. Jaka masa fosforu może przereagować z substancją uwolnioną na anodzie i jaki będzie skład soli, jeśli powstały produkt reakcji rozpuści się w 87,24 ml 28% roztworu wodorotlenku sodu (gęstość roztworu 1,31 g/ml)?

Odpowiedź. 12,4 g fosforu; wodorofosforan sodu.

3. 20 g mieszaniny składającej się z siarczanu baru, fosforanu wapnia, węglanu wapnia i fosforanu sodu rozpuszczono w wodzie. Masa nierozpuszczalnej części wynosiła 18 g. Pod wpływem działania kwasu solnego wydzieliło się 2,24 litra gazu (n.s.), a masa nierozpuszczalnej pozostałości wyniosła 3 g. Określ masowy skład początkowej mieszaniny soli.

Odpowiedź. Na 3PO 4 – 2 g; BaCO3 – 3 g;
CaCO3 – 10 g; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 g.

4. Ile kg fosforu można otrzymać z 1 tony fosforytu zawierającego 40% zanieczyszczeń? Jaka jest objętość w warunkach standardowych? czy fosfina otrzymana z tego fosforu zajmie?

Odpowiedź. 120 kg P; 86,7 m 3 PH 3 .

5. 40 g minerału zawierającego 77,5% fosforanu wapnia zmieszano z nadmiarem piasku i węgla i ogrzano bez dostępu powietrza w piecu elektrycznym. Otrzymaną prostą substancję rozpuszczono w 140 g 90% kwasu azotowego. Określ masę wodorotlenku sodu, która będzie potrzebna do całkowitego zneutralizowania produktu utleniania prostej substancji.

Odpowiedź. 24 g NaOH.

Poziom B

1. Do całkowitego zneutralizowania roztworu otrzymanego w wyniku hydrolizy 1,23 g pewnej ilości halogenku fosforu potrzebne było 35 ml 2M roztworu wodorotlenku potasu. Określ wzór halogenku.

Odpowiedź. Trifluorek fosforu.

2. Próbkę bezwodnego etanolu zawierającego jako zanieczyszczenie 0,5% tlenku fosforu(V) spalono w wystarczającej ilości tlenu. Powstałe gazy oddzielono i uzyskany roztwór ogrzewano aż do ustania wydzielania się gazu, po czym dodano do niego równą wagowo 0,5% roztwór wodorotlenku potasu. Określ ułamki masowe substancji w powstałym roztworze.

Odpowiedź. K2HPO4 – 0,261%;
KH2PO4 – 0,204%.

3. Do 2 g mieszaniny wodorofosforanu i diwodorofosforanu potasu, w której udział masowy fosforu wynosi 20%, dodano 20 g 2% roztworu kwasu fosforowego. Oblicz ułamki masowe substancji w powstałym roztworze.

Odpowiedź. KH2PO4 – 9,03%;
K 2 HPO 4 (pozostałe) – 1,87%.

4. Podczas traktowania mieszaniny wodorku i fosforku metalu alkalicznego w równych ułamkach masowych wodą, mieszanina gazów o gęstości azotu 0,2926. Określ, jaki metal znajdował się w związkach.

Odpowiedź. Sód.

5. 50 g mieszaniny fosforanu wapnia i węglanów wapnia i amonu poddano prażeniu, w wyniku czego otrzymano 25,2 g stałej pozostałości, do której dodano wodę, a następnie przepuszczono nadmiar dwutlenku węgla. Masa nierozpuszczonej pozostałości wynosiła 14 g. Określ masę węglanu amonu w wyjściowej mieszaninie.

Rozwiązanie

Podczas kalcynacji mieszaniny zachodzą następujące procesy:

1) Ca 3 (PO 4) 2;

2)

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

Stała pozostałość zawiera Ca3(PO4)2 i CaO.

Po dodaniu wody:

4) Ca 3 (PO 4) 2 + H 2 O;

5) CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

Po przejściu dwutlenku węgla:

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

Dlatego nierozpuszczoną pozostałością jest Ca 3 (PO 4) 2 M(Ca 3 (PO 4) 2) = 14 g.

Wyznaczanie masy CaO:

M(CaO) = 25,2 – 14 = 11,2 g.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 mola,

(CaCO3) = (CaO) = 0,2 mol,

M(CaCO3) = 0,2 · 100 = 20 g.

M(NH4)2CO3 = M(mieszaniny) – M(Ca 3 (PO 4) 2) – M(CaCO3) = 50 – 14 – 20 = 16 g.

Odpowiedź. M(NH 4) 2 CO 3 = 16 g.

ZADANIA JAKOŚCIOWE

1. Stały, biały, dobrze rozpuszczalny w wodzie związek A jest kwasem. Po dodaniu tlenku B do wodnego roztworu A powstaje biały, nierozpuszczalny w wodzie związek C. W wyniku kalcynacji substancji C w wysokiej temperaturze w obecności piasku i węgla powstaje prosta substancja wchodząca w skład A. Zidentyfikuj substancje, napisz równania reakcji.

Odpowiedź. Substancje: A – H 2 PO 4, B – CaO,
C – Ca 3 (PO 4) 2.

2. Mieszanina dwóch czerwonych substancji stałych (A) i biały(B) zapala się przy niskim tarciu. W wyniku reakcji powstają dwie białe substancje stałe, z których jedna (C) rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwaśny roztwór. Jeśli do substancji C doda się tlenek wapnia, powstanie biały, nierozpuszczalny w wodzie związek. Identyfikować substancje, pisać równania reakcji.

Odpowiedź. Substancje: A – P (cr.), B – KClO 3,
C – P 2 O 5 .

3. Nierozpuszczalny w wodzie biały związek A, w wyniku kalcynacji w wysokich temperaturach z węglem i piaskiem bez obecności tlenu, tworzy prostą substancję B, która występuje w kilku modyfikacjach alotropowych. Podczas spalania substancji B powstaje związek C, który rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas E, który jest zdolny do tworzenia trzech rodzajów soli. Identyfikować substancje, pisać równania reakcji.

Odpowiedź. Substancje: A – Ca 3 (PO 4) 2, B – P,
C – P 2 O 5, E – H 3 PO 4.

* Znak +/– oznacza, że ​​reakcja ta nie zachodzi w przypadku wszystkich odczynników lub w określonych warunkach.

** Ciekawostką jest reakcja utleniania i redukcji (ORR), która zachodzi podczas zapalania zapałek:

Ciąg dalszy nastąpi

Opowieść o gazowych związkach fosforu, a przede wszystkim fosfiny należy chyba zacząć od słów: „migoczące światło pojawiające się na bagnach (słynne „błędne ogniki”) jest efektem samoistnego zapłon fosfiny.” Cóż, następująca definicja ma już charakter encyklopedyczny: „fosfina, czyli wodorofosfor (PH 3) to bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu (gnijąca ryba, czosnek lub węglik przemysłowy), trujący, powstający podczas biochemicznej redukcji estrów kwasu fosforowego, głównie w warunkach beztlenowych, tj. bez dostępu tlenu.”

Związki fosforu w przyrodzie

W przyrodzie występuje wiele innych gazowych związków fosforoorganicznych, w cząsteczkach których atom fosforu P jest połączony z atomem węgla C. Są ich tysiące. Wiele z nich stanowi część ekosystemów, w tym żywych komórek roślin i mikroorganizmów. Największą grupę związków z wiązaniami C-P odkryto pięćdziesiąt lat temu w obiektach żywych.

W glebach występują także fosfoniany – pochodne związków fosforoorganicznych z zachowanymi wiązaniami C-P. Co prawda jest ich niewiele, nie więcej niż 1-2% fosforu zawartego w materii organicznej, więc nie zawsze można je wykryć na gruntach ornych, ale na glebach podmokłych i łąkach ich zawartość wzrasta do 3-4%.

W normalnych warunkach (tlenowych) naturalnymi związkami fosforu organicznego i mineralnego są fosforany (ortofosforany). Jest ich bardzo dużo. Fosforany organiczne charakteryzują się wiązaniem C-O-P, innymi słowy węgiel i fosfor są połączone poprzez atom tlenu.

Jedną z niesamowitych tajemnic natury jest to, że organiczne fosforany w organizmach żywych (na przykład w algach i mikroorganizmach) są syntetyzowane i rozkładane nie w sposób arbitralny, ale zgodnie z zasadą „złotego podziału”, przestrzegając pewnego prawa opisanego słynną liczbą Fibonacciego szereg (1, 1, 2, 3, 5, 8...), w którym każdy następny wyraz jest równy sumie dwóch poprzednich. Harmonia natury objawia się tutaj w niezrozumiały sposób w akumulacji i zużyciu energii i materii (w szczególności fosforu) w ekosystemach, opisywanej stosunkiem, który w przybliżeniu wyraża klasyczny współczynnik „złotego podziału” wynoszący 1,618 (5/3, 8 /5, 13/8 itd.) itd.), tj. 62% wymienionych związków powinno związać się i kumulować, a jedynie 38% powinno ulec zniszczeniu lub ulotnieniu. Wzorce te wpływają następnie na akumulację próchnicy, obieg fosforu i azotu oraz przepływy gazów zdeterminowane emisją i „pochłanianiem” dwutlenku węgla CO 2 oraz „oddychaniem” gleby (uwalnianie CO 2 i absorpcja tlenu O2). W rzeczywistości w naturze występują wahania wartości liczbowych tego współczynnika w przedziale 1,3-1,7. Jednak, jak wielokrotnie zauważono w pracach autora i innych naukowców, znacznie straszniejsze okazuje się to, że główny powód działania antropogeniczne stały się odchyleniami, a nawet naruszeniami tego wzorca.

Część ekspertów zwróciła już uwagę, że mogą nas czekać nowe niebezpieczeństwa, jeśli stosunek ten będzie dążył do jedności, czyli akumulacja i rozkład przebiegają z taką samą intensywnością, jak to ma miejsce np. w obiegu węgla, gdzie w wyniku „interwencji” globalna gospodarka, ocean i biosfera pochłaniają obecnie jedynie połowę emisji dwutlenku węgla (powinny one wynosić 62%).

Wróćmy jednak do fosfiny i jej pochodnych, czyli do tych związków fosforoorganicznych, w których wraz z fosforem i węglem znajdują się różne pierwiastki (azot, siarka, krzem, molibden itp.) i ich kompleksy. W warunkach sprzyjających rozwojowi mikroorganizmów (w szczególności na bagnach i w tundrze przy obserwowanym ociepleniu) związki fosforoorganiczne rozkładają się za pomocą enzymu (katalizatora) liazy C-P. Obecnie występuje w 9 grupach bakterii żywiących się fosforem, pozyskując go z rozkładu związków fosforoorganicznych. Jednak grzyby i drożdże, które stanowią 50-70% całej mikroflory w ekosystemach, nie rozkładają tych związków. Wręcz przeciwnie, syntetyzują je pierwotniaki, mięczaki i grzyby. Grzyby mogą rosnąć nawet przy dość wysokich stężeniach fosfiny, jedynie ich grzybnia zmienia kolor na żółty.

Zastosowanie, właściwości, zagrożenia

Fosfina jest trująca (niebezpieczne stężenie mogące spowodować śmierć to 0,05 mg/l), a już w stężeniu 2000 ml/m 3 (2 l/m 3, czyli 2,10 -3) powoduje natychmiastową śmierć. Spotyka się go przede wszystkim w rolnictwie przy dezynfekcji spichlerzy oraz ochronie przed kleszczami i innymi szkodnikami podczas transportu plonów, zwłaszcza zbóż. Wcześniej był aktywnie stosowany przeciwko szczurom i myszom w oborach. W Australii uciekają się nawet do jego pomocy w walce ze zbyt szybko rozmnażającymi się królikami. Ponadto wiele herbicydów i insektycydów zawiera związki fosforoorganiczne na bazie fosfiny i jej pochodnych. I wreszcie, ostatnio coraz częściej trzeba się z tym uporać w związku ze zniszczeniami na dużą skalę broń chemiczna, który zapewnia neutralizację trujących związków fosforoorganicznych sarinu i somanu - pochodnych fosfiny.

Czysta fosfina (bez zanieczyszczeń) zapala się w temperaturze 150°C, spala się tworząc toksyczny kwas fosforowy, jednak w obecności zanieczyszczeń w postaci difosfiny P 2 H 4 lub gazowego fosforu P 4 może samozapalić się w powietrzu. Reakcja fosfiny z tlenem (a także utlenianie podobnego metanu - CH 4 i silanu - SiH 4) jest reakcją rozgałęzioną. reakcje chemiczne, czyli postępuje coraz szybciej i może doprowadzić do eksplozji. Utlenianie fosfiny zachodzi w temperaturze pokojowej, ale gaz może być stabilny w niskich temperaturach. Utlenianie fosfiny można przyspieszyć naświetlając ją światłem ultrafioletowym. Jego samozapłon w powietrzu możliwy jest już przy stężeniach 1,7-1,9% (17-19 l/m 3), czyli 26-27 g/m 3. Zatem w ekosystemach bagiennych często mamy do czynienia nie tylko ze wspomnianymi „błędnymi ognikami”, ale także ze samozapłonem (swoją drogą, ten sam charakter mają pospolite pożary torfowisk).

Do fumigacji (usuwania magazynów zboża i produktów rolnych z roztoczy i innych szkodników) zwykle stosuje się fosforki, w szczególności związki fosforu z metalami. W reakcji z wilgocią z powietrza fosforki uwalniają fosfinę. Tabletki i taśmy zawierające fosforki układane są w magazynach w ilości 9 g/t zboża lub innych produktów podlegających długotrwałemu przechowywaniu, a nawet dodawane są do jabłek. Uważa się, że podczas wentylacji fosfina odparowuje, choć według danych dostępnych w literaturze naukowej aż do 13% toksycznego gazu ulega absorpcji w ziarnie paszowym. Czy już sama ta okoliczność nie powinna nas zmuszać do traktowania takiej „dezynfekcji” ze szczególną ostrożnością?!

Obecnie dopuszczone są do stosowania do fumigacji ziarna podczas transportu i przechowywania – metylobrom i metylofosfina, przy czym pierwszy jest o rząd wielkości mniej toksyczny (i skuteczny) niż drugi. Przy stosowaniu tego ostatniego milcząco zakłada się, że trująca fosfina po wchłonięciu przez zawartość magazynu zostaje w cudowny sposób usunięta i odparowana, zatruwając jedynie kleszcze i inne szkodniki. Wydaje się, że wcześniej nie było zwyczaju myśleć o tym, jak bardzo ten obraz odpowiada rzeczywistości. Tymczasem prawie pół wieku temu odkryto, że metylofosfina (mieszanina dwóch gazów – metanu CH 4 i fosfiny PH 3) jest niezwykle toksyczna, prawie jak sama fosfina.

Metan i fosfina w biosferze

Nie jest tajemnicą, że metan uwalniający się z bagien uznawany jest za jeden z głównych gazów cieplarnianych i pozostaje przedmiotem aktywnych dyskusji i badań w związku z problemami globalnych zmian klimatycznych. Niestety, w Rosji jego stężenie w atmosferze określa się tylko na jednej stacji pogodowej (Teriberka na Półwyspie Kolskim). Ale nie zaszkodzi zmierzyć go nad syberyjskimi bagnami!

Jak wiadomo, w głębi ziemi zachowały się ogromne zasoby metanu (7,10 11 -3,10 13 ton), z czego 4,10 11 ton znajduje się w strefie wiecznej zmarzliny Arktyki. Na lądzie metan występuje w związkach organicznych bagien, osadów i szczątków, a w Oceanie Światowym w hydratach gazów zalegających pod dnem w warunkach niskich temperatur. W Raporcie ONZ dotyczącym zmian klimatycznych eksperci podają, że na Syberii emisja metanu z bagien i wiecznej zmarzliny w ostatnie lata szybko rośnie. Maksymalna emisja metanu z gleb tundrowych osiągana jest w temperaturze 8-10°C, a w temperaturze 5°C dominuje jego utlenianie do CO 2 i wody. Powstaje we wszystkich poziomach glebowych. W wyniku ostatnich badań okazało się, że np. nasza południowa tundra krzewiasta (okolice Workuty) służyła jako pochłaniacz dwutlenku węgla tylko przez dwa lata z ostatnich pięciu.

Jest to dość niebezpieczny trend, zwłaszcza jeśli wziąć pod uwagę, że w naszym kraju znajduje się 2/3 wszystkich bagien na Ziemi. Nasza powierzchnia terenów podmokłych przekracza powierzchnię wszystkich użytków rolnych: według danych za 2003 rok 343 mln ha terenów podmokłych (w tym 130 mln ha nie jest zalesionych) i 221 mln ha użytków rolnych (w tym 123 mln ha) milionów hektarów jest uprawnych).

A oto jak pracownicy MSU ocenili wydzielanie metanu w 2007 roku na podstawie wyników pomiarów na bagnach obwodu tomskiego. Według ich szacunków średni strumień metanu wynosił około 10 mg/m2 na godzinę. Latem można wypuścić 2,4 kg/ha dziennie, a w sezonie (6 miesięcy) 432 kg/ha. A ze 130 milionów hektarów bagien - prawie 60 milionów ton. Utlenienie takiej ilości metanu będzie wymagało dwukrotnie większej ilości tlenu - 120 milionów ton.

Za główny „uboczny” efekt uwalniania metanu należy uznać fakt, że w ekosystemach tundrowych i bagiennych przy niskich temperaturach metan stanowi nie tylko znaczną rezerwę węgla, która może znacząco zmienić jego zawartość w atmosferze, ale jest także ściśle powiązany z fosforem organicznym związki niezmiennie obecne w roślinach, mikroflorze bagien i osadach (głównie za sprawą wspomnianego połączenia C-P). A jego uwolnienie z miejsc, w których wcześniej był syntetyzowany, na skutek intensyfikacji procesów biochemicznej fermentacji wraz ze wzrostem temperatury, następuje między innymi na skutek rozkładu związków na bazie fosfiny. Inaczej mówiąc, emisja gazów CH 4 i PH 3 następuje równolegle. Tymczasem ekolodzy i klimatolodzy monitorują jedynie zmiany zawartości CO 2 i CH 4 w atmosferze, a nikt nie bierze pod uwagę zawartości pH 3. Ale na próżno!

Pominięcie to częściowo tłumaczy się faktem, że tylko nieliczni specjaliści znają metody umożliwiające pomiar zawartości fosforu w stanie gazowym w atmosferze. Przecież nawet w świat naukowy Nadal panuje opinia, że ​​fosfor w przyrodzie występuje głównie w postaci fosforanów i po hydrolizie wiązań P-O-P, P-O-C, a nawet P-C przechodzi w ciało stałe. Strumienie fosforu do atmosfery w postaci lotnych związków, takich jak PH 3, uważa się za nieistotne i pomija się je. Oznaczanie zawartości fosforu uwalnianego do atmosfery wraz z fosfiną przy użyciu jedynie zwykłych metod stosowanych do wykrywania fosforu w związkach stałych w zauważalny sposób zniekształca rzeczywisty obraz obiegu fosforu w ekosystemach. Jednocześnie ignoruje się występowanie w atmosferze toksycznej i samozapalnej fosfiny.

Zagrożenie fosfinami: proste oceny

Tymczasem najprostszą ilościową ocenę uwalniania fosfiny w ekosystemach można uzyskać badając obszary zalane wodą, symulując zalane łąki czy pola ryżowe. Jak ustalono w badaniu przeprowadzonym w 1926 roku w Moskiewskiej Akademii Rolniczej. K. A. Timiryazev w serii sześciu eksperymentów przeprowadzonych w ściśle kontrolowanych warunkach 9,7 mg fosforu z 1 kg gleby ulega przemianie w formę gazową (fosfinę) w ciągu godziny. Niezbyt skomplikowane obliczenia dają 2,13 kg/ha dziennie. Ale to prawie taka sama ilość metanu uwolnionego z bagien! Zatem w sezonie uzyskujemy 383 kg/ha, a z całej powierzchni bezdrzewnych bagien (130 mln ha) – około 50 mln ton pH 3 . Do utlenienia do kwasu fosforowego zgodnie ze wzorem

PH 3 + 2O 2 → H 3 PO 4

potrzebne będzie, jak łatwo zauważyć, dwukrotnie więcej tlenu – prawie 100 mln ton (dla metanu wartości te wynosiły odpowiednio 60 i 120 mln ton).

Pośredniego potwierdzenia uwalniania fosfiny z gleb dostarczają także badania przepływów fosforu na polach ryżowych – od siewu do zbioru straty fosforu w zalanych glebach są 3-8 razy większe niż jego zawartość w ziarnie i słomie. Maksymalne usunięcie P 2 O 5 osiąga 100 kg/ha. Z gleby usuwa się 4 razy więcej fosforu niż magazynuje się w roślinach. Całkowita utrata fosforu z wierzchniej (20 cm) warstwy gleby według różnych szacunków wynosi 960-2940 kg/ha. Istnieją dowody na to, że gdy ryż uprawia się na zalanych polach przez 32 lata, ponad połowa próchnicy jest tracona z gleby, a wraz z nią oczywiście azot i fosfor.

Może to również nastąpić w wyniku uwolnienia ich form gazowych - amoniaku (NH 3) i fosfiny (PH 3). Od dawna wiadomo, że pod względem właściwości chemicznych są to chemiczne analogi strukturalne. Powtarzam, definiowanie fosforu i azotu jedynie w postaci mineralnej i pomijanie składników gazowych nie odzwierciedla rzeczywistych procesów zachodzących w ekosystemach, zwłaszcza w warunkach beztlenowych. W szczególności w ostatnich badaniach uzyskano bezpośrednie potwierdzenie, że w ekosystemach bagiennych wraz z metanem uwalniany jest także fosfor.

Wracając do dyskusji na temat możliwego niedoszacowania zawartości fosfin w atmosferze, należy zauważyć, że dość istotny wkład mogą wnieść nie tylko bagna północy czy tropików, ale także rozległe plantacje ryżu (głównie w Indiach , Chiny, Japonia i kraje Azji Południowo-Wschodniej).

W literaturze naukowej istnieją dowody, że wraz z opadami atmosferycznymi na ziemię spada do 3,5 kg/ha fosforu. Innymi słowy, stanowi to tylko około 1% fosforu, który według szacunków jest utracony do atmosfery z systemów mokradeł lub gleb zalanych fosfiną (383 kg/ha), pozostałe 99% wydaje się ulegać szybkiemu utlenieniu, wytrąceniu lub degradacji (np. w wyniku hydrolizy) w przyziemnych warstwach powietrza, litosfery i biosfery, zapewniając redystrybucję fosforu na powierzchni ziemi.

Oczywiście fosfina, podobnie jak metan, występuje w atmosferze, jednak trzeba przyznać, że obieg fosforu został zbadany znacznie słabiej niż obieg azotu czy węgla. Wysoce aktywne związki fosforu w obecności tlenu szybko przekształcają się w obojętne kompleksy, „nieszkodliwe” fosforany. Ponadto fosforu jest zwykle mało w ekosystemach, co oznacza, że ​​występuje w niskich stężeniach. Dlatego powtarzam, próby uwzględnienia fosforu jedynie w postaci fosforanów mogą prowadzić do zauważalnego zniekształcenia jego prawdziwej roli w ekosystemach. A do czego może prowadzić niedocenianie tej roli, widać wyraźnie na przykład na wcześniej bezmyślnie osuszonych bagnach, które w suchych latach łatwo zapalają się pod wpływem metanu (CH 4), silanu (SiH 4) i fosfiny (PH 3).

Na podstawie wyników pomiarów na wspomnianej stacji meteorologicznej Teriberka ustalono, że w 1990 roku z terytorium Rosji do atmosfery przedostało się 48,8 mln ton metanu (pamiętajcie, nasze szacunki dla całego obszaru bezleśnych bagien wynosiło około 60 milionów ton). Za lata 1996-2003 najwyższe stężenie odnotowano w roku 2003. Ten rok był najcieplejszy w całej Rosji, a szczególnie dotyczyło to lata i jesieni na terenach bagiennych i tundrowych (Jakucja, Syberia Zachodnia) - temperatura była tu średnio o prawie 6°C wyższa od wieloletniej. W tych warunkach jednocześnie zaobserwowano letni spadek zawartości ozonu wysokoaktywnego O 3 nad północą Rosji o 5-10%. Ale także tutaj latem przyspieszają procesy fotosyntezy i tworzenia tlenu. Jest zatem oczywiste, że w ciepłych warunkach 2003 roku intensywnie zużywano tu ozon do utlenienia zwiększonej ilości metanu i fosfiny.

Od fosfiny do tlenu: trochę statystyki i filozofii

Nie jest tajemnicą, że ze względu na swoje bogate zasoby biologiczne Rosja jest już uważana za światowego dawcę tlenu. Według ekspertów na jego terytorium powstaje rocznie 8130 milionów ton O 2 . Wydaje się, że nie będziemy zbytnio od prawdy przyjąć, że proces fotosyntezy, który odpowiada za powstanie tej masy tlenu, podlega wspomnianemu „prawu powszechnej harmonii” – zasadzie „złotego podziału” ”. Przecież do powstania 1 tony materii organicznej podczas fotosyntezy potrzeba 1,47 tony dwutlenku węgla, 0,6 tony wody i 3,84 Gcal energii słonecznej, a jednocześnie uwalnia się 1,07 tony tlenu. Stosunek ilości pochłoniętego CO 2 do uwolnionego O 2 (1,47: 1,07) nie różni się tak bardzo od „złotego”.

Według niektórych opublikowanych szacunków zużycie tlenu w Rosji (oddychanie, spalanie paliw i inne potrzeby przemysłowe) wynosi 2784 mln ton. Wtedy jego „produkcja” przez Rosję przewyższa jego zużycie o 5346 mln ton. Ale w innych obliczeniach, które uwzględniają tlen zużycie przez mikroflorę (dawniej całkowitą glebę) do „oddychania”, rosyjska nadwyżka produkcji tlenu nad jego zużyciem jest już o rząd wielkości mniejsza - 560 mln ton. Tymczasem, jak uważają niektórzy badacze, „oddychanie” gleby jest regulowane zgodnie z zasadą „złotego podziału”, która określa stosunek dwutlenku węgla uwalnianego przez gaz mikroflory do zużywanego tlenu. Na gruntach dziewiczych wartość tej wartości jest bliska 1,58, a na gruntach ornych waha się w granicach 1,3-1,75 - innymi słowy tlen zużywa się „ekonomicznie” (42-37%) w procesie „oddychania” gleby , a dwutlenek węgla jest uwalniany częściej (58-63%). Jeśli zaczniemy od średniej wartości „złotej sekcji” wynoszącej 1,52 dla stosunku CO 2: O 2, to przy emisji CO 2 z rosyjskich gleb wynoszącej 10 409 milionów ton tlenu, kolejne 6 848 milionów ton zostanie zużyte na „ oddychanie” gleb rosyjskich (szacunki z 2004 r. na podstawie danych pracowników Instytutu Podstawowych Problemów Biologii Rosyjskiej Akademii Nauk, w szczególności V. N. Kudeyarowa).

Obserwuje się także swego rodzaju „złotą proporcję” pomiędzy odpływem CO 2 a jego emisją w skali Rosji. Stosunek odpływu wynoszącego 4450 mln ton rocznie (w przeliczeniu na węgiel) do emisji (2800 mln ton – w tych samych jednostkach) okazuje się równy 1,59, czyli zaskakująco blisko „złotego”. No cóż, choć w całej Rosji nie ma nadmiaru CO 2 , to nasze ekosystemy pochłaniają więcej niż emitujemy, nasze lasy nas ratują i zakrywają nasze „grzechy”. Jednak w ostatnich latach (głównie na północy) coraz częściej zauważa się, że ekosystemy nie radzą sobie z „planem” absorpcji i naruszany jest odnotowany stosunek.

O wiele ważniejsze jest jednak to, że jak wynika z szeregu szacunków, w Rosji całkowite roczne zużycie tlenu na nasze potrzeby (2784 mln ton), oddychanie gleby (6848 mln ton) oraz utlenianie metanu i fosfiny (220 milionów ton) zbliża się do 10 miliardów ton, czyli o prawie 2 miliardy ton więcej niż produkują wszystkie nasze lasy. I ta smutna równowaga wydaje mi się znacznie poważniejszym problemem niż oczekiwany handel kwotami. W trosce o zachowanie środowisko i biosferę planety, której zasoby zużywamy obecnie o 25% więcej, niż jesteśmy w stanie odzyskać, musimy w końcu zdać sobie sprawę, że bez ograniczenia konsumpcji my i nasi potomkowie po prostu nie możemy przetrwać. I przede wszystkim dotyczy to tlenu. Wydaje się, że jest go dużo w atmosferze (21%), jednak nie należy dopuścić do tego, aby na Ziemi zużywano go więcej niż wytwarzano.

Podsumowując

Nie jest tajemnicą, że w ciągu ostatnich 100 lat w wyniku bezmyślnej działalności człowieka i nieznajomości praw natury emisja dwutlenku węgla do atmosfery (i jej zawartości) wzrosła według różnych szacunków o 25-35 %. Jedną ze źle obliczonych konsekwencji globalnego ocieplenia może być gwałtowne nasilenie procesów biochemicznych w naturalnych obszarach bagien i wiecznej zmarzliny. Jednocześnie gwałtownie może wzrosnąć emisja nie tylko metanu (jest to prawie oczywiste), ale także gazów mało zbadanych pod kątem wpływu na biosferę: amoniaku, silanu i fosfiny, które będą wymagały dużo tlen do utleniania i neutralizacji. Istnieją jednak również efekty sprzężenia zwrotnego, które nie zostały w pełni zbadane (np. intensywniejsze uwalnianie metanu przyspieszy dalszy wzrost stężenia CO 2 w atmosferze, co z kolei może doprowadzić do gwałtownego spowolnienia fotosyntezy). Jak wynika z ostatnich badań, w latach 90. ubiegłego wieku kompensacyjna rola fotosyntezy w lasach borealnych wyraźnie osłabła. Jednak wcześniej ustalono, że drzewa na wszystkich szerokościach geograficznych w niezawodny sposób przyczyniają się do fotosyntezy i asymilacji CO 2 . Niebezpieczny trend! A przykładów takich „metamorfoz” lasów mnoży się z roku na rok.

Obecnie nie wiemy prawie nic na temat izolacji i utleniania silanu (SiH 4), o którym wspominano w tym artykule niejeden raz. Tymczasem wszystkie rośliny bagienne, zboża i mikroorganizmy są bogate w krzem organiczny. Torf torfowisk wysokich zawiera 43% SiO 2, torf przejściowy – 28%, torf nizinny – 21%. Dotychczas istnieją jedynie fragmentaryczne dowody na to, że silan w połączeniu z fosfiną tworzy niedostatecznie zbadane kompleksy – sililofosfiny. Procesy uwalniania silanu, jego utleniania i łączenia z innymi pierwiastkami wymagają poważnych badań.

I podsumowując – fantastycznie wyglądająca fabuła, która powinna dać do myślenia każdemu, kto jeszcze nie stracił tej umiejętności. W przyziemnej warstwie atmosfery, w związku z szybkim wzrostem zawartości dwutlenku węgla i niektórych innych „martwych” gazów, w najbliższej przyszłości może wystąpić niedobór tlenu nie tylko na skutek spowolnienia fotosyntezy, zwiększonego zużycia utlenianie, spalanie i oddychanie, ale także ze względu na „ekran” trujących gazów, które zakłócają przepływ O 2 z wyższych warstw atmosfery.

Przez miliardy lat podstawą wszelkiego życia na Ziemi była fotosynteza, która regularnie dostarczała planecie tlen. Niestety, jak słusznie zauważają niektórzy badacze, wydaje się, że współczesnej cywilizacji po raz pierwszy w historii udało się spowolnić uzupełnianie atmosfery w tlen i doprowadzić przyrodę do punktu rozwidlenia. Czy ona przeżyje?

Zobacz na przykład: Eldyshev Yu.N. Czy metan jest przyczyną globalnego ocieplenia? // „Ekologia i życie”, 2007, nr 11, s. 2007 45; Zmiany klimatyczne: fakty i czynniki // „Ekologia i życie”, 2008, nr 3, s. 10-10. 44.
Zobacz na przykład artykuł Krawczenki I.K. w czasopiśmie „Mikrobiologia”, nr 6, 2007.