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

O vapor de fósforo a esta temperatura consiste quase inteiramente em moléculas de P 2 , que se condensam em moléculas de P 4 após o resfriamento.

Quando o vapor condensa, forma-se fósforo branco (amarelo), que consiste em moléculas de P 4 com a forma de um tetraedro. É uma substância altamente reativa, macia, cerosa, amarelo pálido, solúvel em dissulfeto de carbono e benzeno. No ar, o fósforo inflama a 34 ° C. Ele tem a capacidade única de brilhar no escuro devido à oxidação lenta para níveis mais baixos. Foi o fósforo branco que uma vez foi isolado por Brand.

Se o fósforo branco for aquecido sem acesso ao ar, ele se transforma em vermelho (foi obtido pela primeira vez apenas em 1847). Nome fósforo vermelho refere-se a várias modificações ao mesmo tempo, diferindo em densidade e cor: varia do laranja ao vermelho escuro e até roxo. Todas as variedades de fósforo vermelho são insolúveis em solventes orgânicos, em comparação com o fósforo branco, são menos reativas (inflamam no ar a t> 200 ° C) e possuem uma estrutura polimérica: são tetraedros P 4 conectados entre si em cadeias sem fim. O "fósforo violeta" é um pouco diferente deles, que consiste em agrupamentos P 8 e P 9 dispostos em longas estruturas tubulares com seção transversal pentagonal.

No pressão alta fósforo branco é convertido em fósforo preto, construído a partir de hexágonos volumétricos com átomos de fósforo nos vértices, conectados entre si em camadas. Pela primeira vez, essa transformação foi realizada em 1934 pelo físico americano Percy Williams Bridgman. A estrutura do fósforo preto se assemelha ao grafite, com a única diferença de que as camadas formadas pelos átomos de fósforo não são planas, mas “onduladas”. O fósforo preto é a modificação menos ativa do fósforo. Quando aquecido sem acesso ao ar, ele, como o vermelho, passa para o vapor, do qual o fósforo branco se condensa.

O fósforo branco é muito tóxico: a dose letal é de cerca de 0,1 G. Devido ao perigo de auto-inflamação no ar, é armazenado sob uma camada de água. Os fósforos vermelho e preto são menos tóxicos, pois não são voláteis e são praticamente insolúveis em água.

Propriedades quimicas

O mais quimicamente ativo é o fósforo branco (para simplificar, nas equações de reações envolvendo o fósforo branco, elas são escritas como P, e não P 4, principalmente porque reações semelhantes são possíveis com a participação do fósforo vermelho, cuja composição molecular é indeterminado). O fósforo se combina diretamente com muitas substâncias simples e complexas. Em reações químicas, o fósforo, como , pode ser um agente oxidante e um agente redutor.

Quão oxidante fósforo interage com muitos para formar fosfetos, por exemplo:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na3P

Observe que o fósforo praticamente não combina diretamente com o fósforo.

Quão agente redutor fósforo interage com, halogênios, enxofre (ou seja, com não-metais mais eletronegativos). Neste caso, dependendo das condições da reação, podem ser formados compostos de fósforo (III) e compostos de fósforo (V).

a) com oxidação lenta ou com falta de oxigênio, o fósforo é oxidado a óxido de fósforo (III) ou anidrido de fósforo P 2 O 3:

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

Quando o fósforo é queimado em excesso (ou ar), forma-se óxido de fósforo (V), ou anidrido fosfórico P 2 O 5:

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

b) dependendo da proporção de reagentes, a interação do fósforo com halogênios e enxofre forma, respectivamente, haletos e sulfetos de fósforo tri e pentavalente; por exemplo:

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

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

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

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

Deve-se notar que o fósforo forma apenas o composto PI3 com iodo.

O fósforo desempenha o papel de agente redutor em reações com ácidos oxidantes:

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

- com ácido nítrico concentrado:

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

- com ácido sulfúrico concentrado:

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

O fósforo não interage com outros ácidos.

Quando aquecido com soluções aquosas, o fósforo sofre desproporcionamento, por exemplo:

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

Além da fosfina PH 3, como resultado dessas reações, são formados sais do ácido hipofosforoso H 3 PO 2 - hipofosfitos, nos quais o fósforo tem um estado de oxidação característico de +1.

O uso de fósforo

A maior parte do fósforo produzido no mundo é gasta na produção de ácido fosfórico, do qual são obtidos fertilizantes e outros produtos. O fósforo vermelho é utilizado na fabricação de fósforos, está contido na massa, que é aplicada na caixa de fósforos.

Fosfina

O composto de hidrogênio mais conhecido do fósforo é a fosfina PH 3 . A fosfina é um gás incolor com odor de alho e altamente tóxico. Altamente solúvel em solventes orgânicos. Ao contrário da amônia, é pouco solúvel em água. A fosfina não tem valor prático.

Recibo

Acima foi considerado um método de obtenção de fosfina pela interação do fósforo com soluções aquosas. Outra forma é a ação do ácido clorídrico sobre os fosfetos metálicos, por exemplo:

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

Propriedades quimicas

1. Ácido - propriedades básicas

Sendo pouco solúvel em água, a fosfina forma um hidrato instável com ela, que exibe propriedades básicas muito fracas:

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

Os sais de fosfônio são formados apenas com:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl

PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4

1. Propriedades redox

A lista completa de resumos pode ser visualizada

*na imagem gravada está uma fotografia de fósforo branco

DEFINIÇÃO

Fosfina(hidreto de fósforo, monofosfano) em condições normais é um gás incolor, pouco solúvel em água e não reage com ela.

A fórmula bruta é PH 3 (a estrutura da molécula é mostrada na Fig. 1). A massa molar da fosfina é 34,00 g/mol.

Arroz. 1. A estrutura da molécula de fosfina, indicando o ângulo de ligação e o comprimento da ligação química.

Em baixas temperaturas, forma um clarato sólido 8PH 3 ×46H 2 O. Densidade - 1,5294 g/l. Ponto de ebulição - (-87,42 o C), ponto de fusão - (-133,8 o C).

Em OVR, é um forte agente redutor; é oxidado por ácidos sulfúrico e nítrico concentrados, iodo, oxigênio, peróxido de hidrogênio e hipoclorito de sódio. As propriedades doadoras são muito menos pronunciadas do que as da amônia.

PH3, os estados de oxidação dos elementos nele

Para determinar os estados de oxidação dos elementos que compõem a fosfina, primeiro você precisa descobrir para quais elementos esse valor é exatamente conhecido.

Fosfina é o nome trivial para hidreto de fósforo e, como você sabe, o estado de oxidação do hidrogênio em hidretos é (+1). Para encontrar o estado de oxidação do fósforo, vamos tomar seu valor como "x" e determiná-lo usando a equação de eletroneutralidade:

x + 3×(+1) = 0;

Portanto, o estado de oxidação do fósforo na fosfina é (-3):

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício	Determine os estados de oxidação dos elementos formadores de ácido nos seguintes compostos: HNO 2 , H 2 CO 3 , H 4 SiO 4 , HPO 3 .
Solução	Nesses compostos, os elementos formadores de ácido são nitrogênio, carbono, silício e fósforo. O estado de oxidação do oxigênio é (-2) e do hidrogênio - (+1). Vamos tomar o estado de oxidação do elemento formador de ácido como “x” e usar a equação de eletroneutralidade para encontrar seu valor: 1 + x + 2×(-2) = 0; O estado de oxidação do nitrogênio é (+3). 2×(+1) + x + 3×(-2) = 0; O estado de oxidação do carbono é (+4). 4×(+1) + x + 4×(-2) = 0; O estado de oxidação do silício é (+4). 1 + x + 3×(-2) = 0; O estado de oxidação do fósforo é (+5).
Responda	HN +3 O 2, H 2 C +4 O 3, H 4 Si +4 O 4, HP +5 O 3

EXEMPLO 2

Exercício	O ferro exibe o maior estado de oxidação no composto: K4; K3; Fe(OH)2.
Solução	Para dar a resposta correta à questão colocada, determinaremos alternadamente o grau de oxidação do ferro em cada um dos compostos propostos usando a equação da neutralidade elétrica. a) O estado de oxidação do potássio é sempre (+1). O estado de oxidação do carbono no íon cianeto é (+2) e nitrogênio - (-3). Vamos tomar por "x" o valor do estado de oxidação do ferro: 4x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; b) O estado de oxidação do potássio é sempre (+1). O estado de oxidação do carbono no íon cianeto é (+2) e nitrogênio - (-3). Vamos tomar por "x" o valor do estado de oxidação do ferro: 3x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; c) O grau de oxidação do oxigênio em óxidos (-2). Vamos tomar por "x" o valor do estado de oxidação do ferro: d) Os estados de oxidação do oxigênio e do hidrogênio são (-2) e (+1), respectivamente. Vamos tomar por "x" o valor do estado de oxidação do ferro: x + 2×(-2) + 2× 1 = 0; O maior estado de oxidação do ferro é (+3) e se manifesta em um composto de composição K 3 .
Responda	opção 2

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Estado de oxidação em PH3

Informações gerais sobre fosfina e estados de oxidação em PH3

A fórmula bruta é PH3 (a estrutura da molécula é mostrada na Fig. 1). A massa molar da fosfina é 34,00 g/mol.

O significado da palavra fosfina

1. A estrutura da molécula de fosfina, indicando o ângulo de ligação e o comprimento da ligação química.

A baixas temperaturas forma um clarato sólido 8PH3×46H2O. Densidade - 1,5294 g/l. Ponto de ebulição - (-87,42oC), ponto de fusão - (-133,8oC).

Em OVR, é um forte agente redutor; é oxidado por ácidos sulfúrico e nítrico concentrados, iodo, oxigênio, peróxido de hidrogênio e hipoclorito de sódio. As propriedades doadoras são muito menos pronunciadas do que as da amônia.

PH3, os estados de oxidação dos elementos nele

Para determinar os estados de oxidação dos elementos que compõem a fosfina, primeiro você precisa descobrir para quais elementos esse valor é exatamente conhecido.

Fosfina é o nome trivial para hidreto de fósforo e, como você sabe, o estado de oxidação do hidrogênio em hidretos é (+1). Para encontrar o estado de oxidação do fósforo, vamos tomar seu valor como "x" e determiná-lo usando a equação de eletroneutralidade:

x + 3×(+1) = 0;

Portanto, o estado de oxidação do fósforo na fosfina é (-3):

Exemplos de resolução de problemas

3. Moléculas. Ligação química. A estrutura das substâncias

Partículas químicas formadas por dois ou mais átomos são chamadas moléculas(real ou condicional unidades de fórmula substâncias poliatômicas). Os átomos nas moléculas são quimicamente ligados.

Uma ligação química é uma força elétrica de atração que mantém as partículas unidas. Cada ligação química em fórmulas estruturais parece linha de valência, por exemplo:

H - H (ligação entre dois átomos de hidrogênio);

H3N - H + (ligação entre o átomo de nitrogênio da molécula de amônia e o cátion hidrogênio);

(K+) - (I-) (ligação entre cátion potássio e íon iodeto).

Uma ligação química é formada por um par de elétrons ( ), que nas fórmulas eletrônicas de partículas complexas (moléculas, íons complexos) geralmente é substituído por uma linha de valência, em contraste com seus próprios pares de elétrons não compartilhados de átomos, por exemplo:

A ligação química é chamada covalente, se for formado pela socialização de um par de elétrons por ambos os átomos.

Na molécula F2, ambos os átomos de flúor têm a mesma eletronegatividade, portanto, a posse de um par de elétrons é a mesma para eles. Essa ligação química é chamada de apolar, pois cada átomo de flúor tem densidade eletrônica o mesmo em fórmula eletrônica moléculas podem ser condicionalmente divididas entre elas igualmente:

Na molécula de HCl, a ligação química já está polar, uma vez que a densidade eletrônica no átomo de cloro (um elemento com maior eletronegatividade) é muito maior do que no átomo de hidrogênio:

Uma ligação covalente, por exemplo H - H, pode ser formada compartilhando os elétrons de dois átomos neutros:

H + H > H – H

H H

Este mecanismo de ligação é chamado intercâmbio ou equivalente.

De acordo com outro mecanismo, a mesma ligação covalente H – H surge quando o par de elétrons do íon hidreto H é compartilhado pelo cátion hidrogênio H+:

H++ (:H)-> H – H

H H

O cátion H+, neste caso, é chamado aceitador e o ânion H - doador par de elétrons. O mecanismo de formação de uma ligação covalente neste caso será doador-aceitador, ou coordenando.

Ligações simples (H - H, F - F, H - CI, H - N) são chamadas a-links, eles determinam a forma geométrica das moléculas.

Ligações duplas e triplas () contêm um componente-? e um ou dois componentes-?; O componente ?, que é o principal e condicionalmente formado primeiro, é sempre mais forte do que os componentes ?.

As características físicas (realmente mensuráveis) de uma ligação química são sua energia, comprimento e polaridade.

energia de ligação química (E cv) é o calor que é liberado durante a formação dessa ligação e é gasto para quebrá-la. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais fraco do que um múltiplo (duplo, triplo).

Comprimento da ligação química (eu s) - distância internuclear. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais tempo do que um múltiplo.

Polaridade a comunicação é medida momento de dipolo elétrico p- o produto de uma carga elétrica real (nos átomos de uma determinada ligação) pelo comprimento do dipolo (ou seja,

Fósforo. Fosfina

Comprimento da ligação). Quanto maior o momento de dipolo, maior a polaridade da ligação. As cargas elétricas reais dos átomos em uma ligação covalente são sempre menores em valor do que os estados de oxidação dos elementos, mas coincidem em sinal; por exemplo, para a ligação H + I-Cl-I, as cargas reais são H + 0'17-Cl-0'17 (partícula bipolar ou dipolo).

Polaridade das moléculas determinados por sua composição e forma geométrica.

Não polar (p = O) vai ser:

a) moléculas simples substâncias, pois contêm apenas ligações covalentes apolares;

b) poliatômico moléculas difícil substâncias, se a sua forma geométrica simétrico.

Por exemplo, as moléculas de CO2, BF3 e CH4 têm as seguintes direções de vetores de ligação iguais (ao longo do comprimento):

Quando vetores de ligação são adicionados, sua soma sempre desaparece e as moléculas como um todo são apolares, embora contenham ligações polares.

Polar (p> O) será:

a) diatômico moléculas difícil substâncias, pois contêm apenas ligações polares;

b) poliatômico moléculas difícil substâncias, se a sua estrutura assimetricamente, ou seja, sua forma geométrica é incompleta ou distorcida, o que leva ao aparecimento de um dipolo elétrico total, por exemplo, nas moléculas de NH3, H2O, HNO3 e HCN.

Os íons complexos, como NH4+, SO42- e NO3-, não podem ser dipolos em princípio, eles carregam apenas uma carga (positiva ou negativa).

Ligação iônica surge durante a atração eletrostática de cátions e ânions com quase nenhuma socialização de um par de elétrons, por exemplo, entre K+ e I-. O átomo de potássio tem falta de densidade eletrônica, o átomo de iodo tem excesso. Esta ligação é considerada limitante caso de uma ligação covalente, já que um par de elétrons está praticamente na posse do ânion. Essa relação é mais típica para compostos de metais e não metais típicos (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) e substâncias da classe dos sais (NaNO3, K2SO4, CaCO3). Todos esses compostos em condições ambientes são substâncias cristalinas, que são unidas pelo nome comum cristais iônicos(cristais formados a partir de cátions e ânions).

Existe outro tipo de conexão chamada Ligação metálica, em que os elétrons de valência são mantidos tão frouxamente por átomos de metal que na verdade não pertencem a átomos específicos.

Átomos de metais, deixados sem elétrons externos claramente pertencentes a eles, tornam-se, por assim dizer, íons positivos. Eles formam rede cristalina metálica. O conjunto de elétrons de valência socializados ( gás de elétrons) mantém os íons metálicos positivos juntos e em locais específicos da rede.

Além dos cristais iônicos e metálicos, também existem atômico e molecular substâncias cristalinas, em cujos locais de rede existem átomos ou moléculas, respectivamente. Exemplos: diamante e grafite - cristais com rede atômica, iodo I2 e dióxido de carbono CO2 (gelo seco) - cristais com rede molecular.

As ligações químicas existem não apenas dentro das moléculas das substâncias, mas também podem ser formadas entre as moléculas, por exemplo, para HF líquido, água H2O e uma mistura de H2O + NH3:

ligação de hidrogênioé formado devido às forças de atração eletrostática de moléculas polares contendo átomos dos elementos mais eletronegativos - F, O, N. Por exemplo, ligações de hidrogênio estão presentes em HF, H2O e NH3, mas não em HCl, H2S e PH3 .

As pontes de hidrogênio são instáveis ​​e quebram com bastante facilidade, por exemplo, quando o gelo derrete e a água ferve. No entanto, alguma energia adicional é gasta para quebrar essas ligações e, portanto, os pontos de fusão (Tabela 5) e os pontos de ebulição de substâncias com ligações de hidrogênio

(por exemplo, HF e H2O) são significativamente maiores do que para substâncias semelhantes, mas sem pontes de hidrogênio (por exemplo, HCl e H2S, respectivamente).

Muitos compostos orgânicos também formam pontes de hidrogênio; A ligação de hidrogênio desempenha um papel importante nos processos biológicos.

Exemplos de atribuições da Parte A

1. Substâncias com apenas ligações covalentes são

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. ligação covalente

2. solteiro

3. duplo

4. triplo

presente na matéria

5. Múltiplas ligações estão presentes nas moléculas

6. As partículas chamadas radicais são

7. Uma das ligações é formada pelo mecanismo doador-aceptor no conjunto de íons

8. O mais durável e curto ligação - em uma molécula

9. Substâncias com apenas ligações iônicas - no conjunto

10–13. A rede cristalina da matéria

1) metal

3) nuclear

4) molecular

Compostos de fósforo.

R-3. Fosfetos metálicos são compostos iônico-covalentes. Fosfetos de s-metais (exceto Be) e lantanídeos são compostos iônicos semelhantes a sais, são facilmente hidrolisados ​​por água e ácidos: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Fosfetos de elementos d são compostos quimicamente inertes semelhantes a metais. A exceção são os fosfetos de metais dos grupos I e II, subgrupos secundários, que também são semelhantes a sais, mas com grande mistura de covalência. O fósforo não forma compostos estáveis ​​com antimônio, bismuto, chumbo e mercúrio.

A combinação de fósforo com hidrogênio é chamada de fosforeto de hidrogênio, embora a eletronegatividade desses elementos seja quase igual. O composto tem a fórmula PH3, chamado fosfina. É um gás extremamente venenoso com odor desagradável de alho, pb=-88°C. Não há pontes de hidrogênio entre as moléculas de fosfina em um líquido e entre as moléculas de água e fosfina durante a dissolução, portanto o ponto de ebulição é baixo e a fosfina praticamente não se dissolve na água. A molécula é uma pirâmide com um átomo de fósforo no topo e um ângulo de 93,5° entre as ligações P-H, o que indica a ausência de hibridização dos orbitais atômicos do fósforo durante a formação desse composto. As ligações são formadas por orbitais p quase puros. O par de elétrons solitários do fósforo permanece no orbital 3s, então a fosfina é uma base fraca e um agente complexante fraco em geral. O cátion fosfônio é formado apenas com os ácidos mais fortes em meio anidro (HJ, HClO4, HBF4), por exemplo PH3 + HJ = PH4J. A água decompõe facilmente os sais de fosfônio. A fosfina apresenta fortes propriedades redutoras: PH3 + 2O2 = H3PO4 (a 150°C esta reação ocorre com uma explosão), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O = H2(PHO3) + 6HJ . A síntese de fosfina a partir de substâncias simples não pode ser realizada, pois a ligação P-H não é forte o suficiente devido ao seu comprimento e à contribuição insignificante do componente eletrostático. Portanto, a fosfina é obtida pela hidrólise de fosfetos metálicos ou pela dissolução do fósforo em álcali (as reações são dadas acima).

Os principais compostos de fósforo em seus estados de oxidação positivos são óxidos, ácidos contendo oxigênio e halogenetos. É aconselhável considerá-los separadamente.

Óxidos de fósforo– P4O6 e P4O10 são óxidos ácidos, têm uma estrutura molecular, são sólidos (tmelt (P4O6) = 23,8 ° C, a modificação molecular do P4O10 sublima a 3590 ° C e a modificação do polímero funde a 580 ° C), ambos se dissolvem em água, dando hidróxidos, que são ácidos, fósforo e ortofosfórico, respectivamente. O óxido de fósforo (V) é muito higroscópico, absorve a umidade do ar, por isso é usado como dessecante e também como removedor de água: P2O5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, este forma o ácido metafosfórico ou ácidos polifosfóricos - (HPO3 ) 3-4. O óxido de fósforo (III), no qual o fósforo está em um estado de oxidação intermediário, é capaz de outras reações de oxidação e reações de desproporcionamento, por exemplo: ocorre a reação 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. O óxido de fósforo (V) não possui propriedades oxidantes e pode ser obtido pela oxidação do fósforo em condições anidras, por exemplo, pela decomposição térmica de alguns sais: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Ácidos de oxigênio de fósforo. A variedade de ácidos oxigenados do fósforo é causada pelas seguintes razões: 1. A valência do fósforo pode ser III ou V. 2. No caso da valência V, a formação de orto e metaácidos, que diferem no número de água anexada moléculas, é possível. 3. Em todos os hidróxidos, o fósforo exibe um número de coordenação de 4, tais hidróxidos são mais estáveis ​​para ele, se não houver átomos de oxigênio suficientes, então uma ligação P-H é formada ((HO) 2PHO, e não P (OH) 3, etc). 4. Os ácidos fosfóricos tendem a formar polímeros lineares ou cíclicos. 5. Sob certas condições, é possível a formação de uma ligação P-P. 6. Como para todos os hidróxidos, os peroxoácidos são formados durante a oxidação posterior. Vamos dar a estrutura e as propriedades dos ácidos de fósforo mais famosos.

H3PO4 é o ácido ortofosfórico. Este é um ácido tribásico, meio em dissociação na primeira etapa (Ka = 7,52,10-3) e fraco nas outras duas etapas. No estado anidro, forma cristais higroscópicos transparentes com pf=42°C. Dissolve-se em água em qualquer concentração. O ácido ortofosfórico é obtido pela dissolução do óxido de fósforo (V) em água, pela queima de fosfina, pela oxidação de qualquer forma de fósforo em meio ácido, pela hidrólise de compostos binários de fósforo (V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S. A indústria utiliza o método de queima do fósforo com posterior dissolução do óxido, bem como o deslocamento do ácido ortofosfórico do fosfato de cálcio com ácido sulfúrico concentrado quando aquecido: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Este ácido corresponde a três séries de sais - médios (fosfatos ou ortofosfatos) e ácidos (hidrofosfatos e dihidrofosfatos). Fosfatos e hidrofosfatos de todos os metais, exceto sódio, potássio, rubídio e césio, são insolúveis em água. Dihidrogenofosfatos são solúveis. Fosfatos solúveis sofrem forte hidrólise de ânions, o ânion de fosfato tem a maior constante de hidrólise e o dihidrofosfato tem a menor. A hidrólise do ânion leva a um ambiente alcalino de soluções salinas. Os ânions ácidos, simultaneamente com a hidrólise, participam do equilíbrio de dissociação, o que leva a um ambiente de solução ácida, para diidrofosfato em maior grau, para hidrofosfato em menor grau. Como resultado desses processos, a solução de di-hidrogenofosfato de sódio tem um ambiente ligeiramente ácido, a solução de hidrofosfato tem um ambiente ligeiramente alcalino e a solução de fosfato tem um ambiente fortemente alcalino. Fosfato de amônio como um sal formado ácido fraco e base, totalmente decomposta pela água. Ortofosfatos fundem sem decomposição em temperaturas muito altas. Hidrofosfatos dão difosfatos quando aquecidos: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. Quando aquecidos, os dihidrofosfatos transformam-se em polimetafosfatos: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Os fosfatos não têm fortes propriedades oxidantes, mas podem ser reduzidos pelo carbono quando aquecidos. Na presença de dióxido de silício, esta reação leva à produção de fósforo (a equação da reação foi dada), na ausência de SiO2, o processo ocorre da seguinte forma: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. O aquecimento do fosfato de amônio leva a uma perda gradual de moléculas de amônia com a formação eventualmente de ácido polimetafosfórico em temperaturas acima de 300°C.

A desidratação do ácido fosfórico produz ácidos fosfóricos condensados, que contêm um ou mais átomos de oxigênio em ponte. Neste caso, formam-se estruturas em cadeia, cíclicas e mistas. Vamos considerar o mais simples deles.

Ácido difosfórico (pirofosfórico) - H4P2O7.É obtido pelo aquecimento do ácido fosfórico a 2000C. No estado anidro, são cristais incolores com pf=61°C, altamente solúveis em água com formação de um ácido muito mais forte que o ácido fosfórico. Este ácido é especialmente forte nas duas primeiras etapas. Qualquer ácido condensado é mais forte que um único ácido, pois sua dissociação produz um ânion mais estável. As soluções de ácido pirofosfórico são instáveis, uma vez que uma molécula de água é gradualmente adicionada para formar duas moléculas de ácido ortofosfórico. Mais estáveis ​​\u200b\u200bsão os sais - pirofosfatos, que, como já mencionado, podem ser obtidos por aquecimento de hidrofosfatos.

Ácidos metafosfóricos - (HPO3) x, onde x \u003d 3.4.6.Ácidos condensados ​​cíclicos contendo um ciclo de átomos alternados de fósforo e oxigênio. Obtido pela dissolução do óxido de fósforo (V) em ácido ortofosfórico, bem como pelo aquecimento do ácido pirofosfórico a 300 ° C: 3H4P2O7 \u003d 2 (HPO3) 3 + H2O. Todos os ácidos metafosfóricos são muito fortes, para ácido trimetafosfórico Ka2 = 0,02. Todos esses ácidos também são gradualmente convertidos em solução aquosa em ácido fosfórico. Seus sais são chamados, respectivamente, tri-, tetra- e hexametafosfatos.

A oxidação do óxido de fósforo (V) pode ser obtida ácido peroxofosfórico: P4O10 + 4H2O2 + 2H2O = 4H3RO5.

Ácido fosfórico (hipofosfórico) H4P2O6 tem uma conexão P-R. A fórmula estrutural pode ser representada como (OH)2OP-RO(OH)2.

Propriedades da fosfina

Pode-se ver na fórmula que a valência do fósforo é 5 e o estado de oxidação +4 é um valor formal associado à presença de uma ligação entre átomos idênticos. Este é um ácido tetrabásico, cuja força corresponde ao ortofosfórico. É obtido pela reação: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 e é isolado da solução na forma de um di-hidrato com pf=62°C. Em uma solução ácida, ele se desproporciona em ácidos ortofosfórico e fosforoso.

Ácido fosforoso H3PO3 ou H2.É um ácido dibásico de força média, em estado anidro - sólido com tmelt=74°C. É obtido pela hidrólise dos halogenetos de fósforo (III), bem como pela oxidação do fósforo branco com cloro em água: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. Como mencionado acima, o composto da composição P(OH)3 é menos estável, portanto, a isomerização ocorre com a formação de uma ligação P-H, que não se dissocia mais em solução aquosa. Sais de ácido fosforoso são chamados de fosfitos, sais ácidos são chamados de hidrofosfitos. A maioria dos fosfitos (exceto sais de metais alcalinos) são insolúveis em água. Como todos os compostos de fósforo (III), o ácido fosforoso é um forte agente redutor, é oxidado a ácido fosfórico por halogênios, dióxido de nitrogênio e outros agentes oxidantes e também restaura metais pouco ativos de uma solução de seus sais, por exemplo: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓ Quando aquecido desproporciona: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Ácido fosfórico (fosfínico) H3PO2 ou H. Esta é uma substância sólida com pf=26,5°C, cuja solução aquosa é um ácido monobásico bastante forte (Ka=7,9,10-2). O fósforo neste composto também possui cinco ligações, duas das quais são com átomos de hidrogênio. Só sofre dissociação ligação N-O. O estado de oxidação formal do fósforo neste composto é +1. O ácido fosforoso e seus sais, os hipofosfitos, são fortes agentes redutores. Os cátions metálicos, mesmo aqueles que estão na série de voltagem anterior ao hidrogênio, podem ser reduzidos a metal: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2 + Ni↓. Quando aquecido, o ácido fosforoso desproporciona: 3H = PH3 + 2H2. Com o aumento da temperatura, o ácido fosforoso também se decompõe em ácido fosfórico e fosfina. Os hipofosfitos de metais alcalinos e alcalino-terrosos são obtidos pela interação de fósforo e álcali (ver acima). Oxidação da fosfina com um oxidante suave: PH3 + SO2 = H + S↓ (os catalisadores são mercúrio e vestígios de água).

Haletos de fósforo PX3 e PX5. Todos os haletos de fósforo são conhecidos, exceto PJ5. No caso do fósforo (III), são moléculas piramidais com um átomo de fósforo no topo e com ângulos entre obrigações P-X igual a 100°. Os haletos de fósforo(V) são bipirâmides trigonais com hibridização sp3d de orbitais atômicos de fósforo. Ambos os fluoretos de fósforo em condições normais são gases, PCl3 e PBr3 são líquidos, e triiodeto, pentacloreto e pentabrometo são sólidos. Os dois últimos compostos são sais com íons complexos PCl5: +-, PBr5: +Br-. Quando aquecidos, ambos os compostos separam uma molécula de halogênio e se transformam em um trihalogeneto. Os haletos de fósforo são obtidos por síntese direta. Apenas PF3 - indiretamente: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Todos os haletos de fósforo estão sujeitos a hidrólise, e os trihaletos também são capazes de oxidação: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 - oxicloreto de fósforo, também pode ser obtido por outras reações: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3. Trihaletos também adicionam enxofre: PCl3 + S = PSCl3. Em soluções não aquosas, as reações são possíveis: KF + PF5 = K HF (líquido) + PF5 = H - ácido hexafluorofosfórico, estável apenas em solução aquosa, comparável em força ao ácido perclórico.

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VEJA MAIS:

Fosfina. Óxidos de fósforo e ácidos fosfóricos: propriedades, preparação.

palavra fosfina

Significado médico-biológico do fósforo.

A fosfina (fósforo de hidrogênio, hidreto de fósforo, de acordo com a nomenclatura IUPAC - fosfano PH3) é um gás incolor, muito tóxico, bastante instável (em condições normais) com um cheiro específico de peixe podre.

Propriedades físicas

gás incolor. Pouco solúvel em água, não reage com ela. A baixas temperaturas forma um clatrato sólido 8РН3·46Н2О. Solúvel em benzeno, éter dietílico, dissulfeto de carbono. A -133,8 °C, forma cristais com uma rede cúbica de face centrada.

A molécula de fosfina tem a forma de uma pirâmide trigonal com simetria molecular C3v (dPH = 0,142 nm, HPH = 93,5o). O momento de dipolo é de 0,58 D, significativamente menor que o da amônia. A ligação de hidrogênio entre as moléculas de PH3 praticamente não se manifesta e, portanto, a fosfina tem pontos de fusão e ebulição mais baixos.

]Receber

A fosfina é obtida pela reação do fósforo branco com álcali quente, por exemplo:

Também pode ser obtido pela ação de água ou ácidos sobre fosfetos:

O cloreto de hidrogênio, quando aquecido, interage com o fósforo branco:

Decomposição do iodeto de fosfônio:

Decomposição do ácido fosfônico:

ou restaurá-lo:

Propriedades quimicas

A fosfina é muito diferente de sua contraparte de amônia. Sua atividade química é superior à da amônia, é pouco solúvel em água, pois a base é muito mais fraca que a amônia. O último é explicado pelo fato de que as ligações H-P são fracamente polarizadas e a atividade do par solitário do fósforo (3s2) é menor que a do nitrogênio (2s2) na amônia.

Na ausência de oxigênio, quando aquecido, se decompõe em elementos:

inflama-se espontaneamente no ar (na presença de vapor de difosfina ou a temperaturas superiores a 100 °C):

Mostra fortes propriedades restauradoras:

Ao interagir com doadores de prótons fortes, a fosfina pode dar sais de fosfônio contendo o íon PH4+ (semelhante ao amônio). Os sais de fosfônio, substâncias cristalinas incolores, são extremamente instáveis, facilmente hidrolizáveis.

Os sais de fosfina, como a própria fosfina, são fortes agentes redutores.

Toxicidade

A fosfina é altamente tóxica, atua no sistema nervoso, interrompe o metabolismo. CAM = 0,1 mg/m³. O cheiro é sentido na concentração de 2-4 mg / m³, a inalação prolongada na concentração de 10 mg / m³ é fatal. No sangue humano, o teor de fosfina não é superior a 0,001 mg/m³.

Os seguintes óxidos de fósforo são conhecidos:

Óxido de fósforo(III) - um composto inorgânico binário, óxido de fósforo com a fórmula P4O6, flocos brancos ou cristais com odor desagradável, reagem com a água.

Recibo

• Oxidação cuidadosa do fósforo branco com óxido nitroso ou dióxido de carbono:

• Desproporcionamento reverso de óxido de fósforo (V) e fósforo branco:

[editar] Propriedades físicas

O óxido de fósforo(III) forma flocos ou cristais brancos com odor desagradável.

Dissolve-se bem em solventes orgânicos (benzeno, dissulfeto de carbono).

Instável à luz, primeiro fica amarelo e depois fica vermelho.

Propriedades

O P4O10 interage muito ativamente com a água (a forma H absorve a água mesmo com uma explosão), formando misturas de ácidos fosfóricos, cuja composição depende da quantidade de água e outras condições:

Também é capaz de extrair água de outros compostos, tornando-se um poderoso desidratador:

O óxido de fósforo (V) é amplamente utilizado em síntese orgânica. Ele reage com amidas, convertendo-as em nitrilas:

Os ácidos carboxílicos são convertidos nos anidridos correspondentes:

O óxido de fósforo(V) também interage com álcoois, éteres, fenóis e outros compostos orgânicos. Nesse caso, as ligações P-O-P são quebradas e compostos organofosforados são formados. Reage com NH3 e haletos de hidrogênio para formar fosfatos de amônio e oxi-haletos de fósforo:

Quando P4O10 é fundido com óxidos básicos, forma vários fosfatos sólidos, cuja natureza depende das condições de reação.

Recibo

O óxido de fósforo(V) é obtido pela queima do fósforo. O processo tecnológico ocorre na câmara de combustão e inclui a oxidação do P elementar com ar pré-seco, a precipitação do P4O10 e a purificação dos gases de exaustão. O pentóxido resultante é purificado por sublimação.

O produto técnico tem a aparência de uma massa branca semelhante à neve, constituída por uma mistura de diferentes formas de P4O10.

Inscrição

P4O10 é usado como secador de gases e líquidos. É também um produto intermediário na produção térmica de ácido fosfórico H3PO4.

É amplamente utilizado em síntese orgânica em reações de desidratação e condensação.

O valor do fósforo

• o fósforo está incluído ácidos nucleicos, que participam dos processos de crescimento, divisão celular, armazenamento e uso da informação genética
• o fósforo é encontrado nos ossos do esqueleto (cerca de 85% da quantidade total de fósforo no corpo)
• o fósforo é essencial para a estrutura normal dos dentes e gengivas
• garante o bom funcionamento do coração e dos rins
• o fósforo está envolvido nos processos de acúmulo e liberação de energia nas células
• envolvidos na transmissão de impulsos nervosos
• ajuda o metabolismo de gorduras e amidos.

O elemento inorgânico fósforo, P, é encontrado no corpo humano na forma de compostos de fósforo - fosfatos inorgânicos e lipídios ou nucleotídeos.

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Propriedades físicas

Fósforo P tem várias modificações alotrópicas: branco, vermelho, preto.

Obtenção de fósforo P

Fósforo livre P obtido a partir de fosfato de cálcio natural por aquecimento com areia ( SiO2) e carvão em um forno elétrico em Temperatura alta:

Propriedades químicas do fósforo - P

fósforo branco mais reativo que o vermelho.

Cuidado com a Fosfina!

Oxida-se facilmente e inflama-se espontaneamente no ar.

Quando oxidado, o fósforo branco brilha no escuro, a energia química é convertida em energia luminosa.

Compostos de fósforo P com metais são chamados fosfetos. Eles são facilmente decompostos pela água para formar gás. fosfina (PH3).

Fosfina - PH3

4. Com um grande excesso de cloro, forma-se pentacloreto de fósforo:

Óxidos e ácidos de fósforo

O fósforo se forma com o oxigênio três óxidos :

P2O3 - anidrido fosforoso - óxido fosforoso (SH);

P2O5 - anidrido fosfórico - óxido de fósforo (V);

(P2O4 é tetróxido de fósforo).

P2O3 obtido pela oxidação lenta do fósforo (com falta de oxigênio):

Quando exposto à água fria, forma ácido fosforoso – H3PO3.

P2O5é formado durante a combustão do fósforo no ar (com excesso de oxigênio):

ácidos

Anidrido fosfórico P2O5, dependendo da temperatura, pode anexar uma quantidade diferente de água, formando ácidos de várias composições:

De maior importância é orto ácido fosfórico -H3PO4.

Pode ser obtido da seguinte forma:

1. Ácido metafosfórico em ebulição:

2. Oxidação do fósforo vermelho:

3. A ação do ácido sulfúrico sobre o fosfato de cálcio:

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Tutor de química

Continuação. Ver no nº 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

ATIVIDADE 30

10º ano(primeiro ano de estudo)

Fósforo e seus compostos

1. Posição na tabela de D.I. Mendeleev, a estrutura do átomo.

2. História curta descobertas e a origem do nome.

3. Propriedades físicas.

4. Propriedades químicas.

5. Estar na natureza.

6. Principais métodos de obtenção

7. Os compostos mais importantes do fósforo.

O fósforo está no subgrupo principal do grupo V sistema periódico D. I. Mendeleev. Sua fórmula eletrônica é 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 é R-elemento. Estados de oxidação característicos do fósforo nos compostos –3, +3, +5; o mais estável é o estado de oxidação +5. Nos compostos, o fósforo pode ser incluído tanto na composição de cátions quanto na composição de ânions, por exemplo:

O fósforo recebeu esse nome devido à propriedade do fósforo branco de brilhar no escuro. A palavra grega é traduzida como "trazendo luz". O fósforo deve esse nome ao seu descobridor - o alquimista Brand, que, fascinado pelo brilho do fósforo branco, chegou à conclusão de que havia recebido a pedra filosofal.

O fósforo pode existir na forma de várias modificações alotrópicas, sendo as mais estáveis ​​o fósforo branco, vermelho e preto.

Molécula fósforo branco (o alótropo mais ativo) possui uma rede cristalina molecular, em cujos nós existem moléculas P 4 de quatro átomos de estrutura tetraédrica.

O fósforo branco é macio, como cera, derrete e ferve sem se decompor, tem cheiro de alho. No ar, o fósforo branco é rapidamente oxidado (brilha esverdeado), a auto-ignição do fósforo branco finamente disperso é possível. É insolúvel em água (armazenado sob uma camada de água), mas facilmente solúvel em solventes orgânicos. Venenoso (mesmo em pequenas doses, MPC = 0,03 mg / m 3). Tem uma atividade química muito alta. Quando aquecido sem acesso ao ar a 250-300 ° C, transforma-se em fósforo vermelho.

fósforo vermelho é um polímero inorgânico; macromoléculas P n podem ter estruturas cíclicas e acíclicas. Difere nitidamente do fósforo branco em suas propriedades: não é venenoso, não brilha no escuro, não se dissolve em dissulfeto de carbono e outros solventes orgânicos e não possui alta atividade química. À temperatura ambiente, transforma-se lentamente em fósforo branco; quando aquecido a 200 ° C sob pressão, transforma-se em fósforo preto.

fósforo preto parece grafite. Por estrutura, é um polímero inorgânico, cujas moléculas possuem uma estrutura em camadas. Semicondutor. Não venenoso. A atividade química é muito menor do que a do fósforo branco. Resistente ao ar. Quando aquecido, transforma-se em fósforo vermelho.

Propriedades quimicas

O mais ativo quimicamente é o fósforo branco (mas na prática eles preferem trabalhar com o fósforo vermelho). Pode exibir as propriedades de um agente oxidante e um agente redutor em reações, por exemplo:

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

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

Metais (+/-)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + PNa3P,

Cu + P não reage.

Não metais (+):

2P + 3I 2PI 3,

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

Óxidos básicos (-).

Óxidos ácidos (-).

Álcalis (+):

Ácidos (não agentes oxidantes) (-).

Ácidos oxidantes (+):

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

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

2P (cr.) + H 2 SO 4 (conc.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Sais (-)**.

Na natureza, o fósforo ocorre na forma de compostos (sais), sendo os mais importantes a fosforita (Ca 3 (PO 4) 2), a clorapatita (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) e a fluorapatita (Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2). O fosfato de cálcio é encontrado nos ossos de todos os vertebrados, causando sua força.

O fósforo é obtido em fornos elétricos pela fusão de fosfato de cálcio, areia e carvão sem acesso de ar:

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

Os compostos de fósforo mais importantes são: fosfina, óxido de fósforo(III), óxido de fósforo(V), ácidos fosfóricos.

F o s f in

Este composto de hidrogênio de fósforo, um gás incolor com cheiro de alho, é altamente tóxico. Vamos nos dissolver mal na água, mas vamos nos dissolver bem em solventes orgânicos. Muito menos estável que a amônia, mas um agente redutor mais forte. Não tem valor prático.

Para obter fosfina, geralmente não é usada uma reação de síntese direta de substâncias simples; A forma mais comum de obter fosfina é a hidrólise de fosfetos:

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

Além disso, a fosfina pode ser obtida por uma reação de desproporcionamento entre fósforo e soluções alcalinas:

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

ou de sais de fosfônio:

PH 4 I PH 3 + HI,

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

É aconselhável considerar as propriedades químicas da fosfina de dois lados.

Propriedades ácido-base. A fosfina forma um hidrato instável com água, que exibe propriedades básicas muito fracas:

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.

propriedades redox. A fosfina é um forte agente redutor:

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)

Óxido P 2 O 3 (verdadeira fórmula - P 4 O 6) é uma substância cristalina branca, um óxido ácido típico. Ao interagir com a água no frio, forma o ácido fosforoso (força média):

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

Como o ácido fosforoso é dibásico, a interação do trióxido de fósforo com álcalis forma dois tipos de sais - hidrofosfitos e dihidrofosfitos.

Por exemplo:

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

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

O dióxido de fósforo P 2 O 3 é oxidado pelo oxigênio atmosférico a pentóxido:

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

O trióxido de fósforo e o ácido fosforoso são agentes redutores bastante fortes. O óxido de fósforo (III) é obtido pela oxidação lenta do fósforo na ausência de oxigênio:

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

Óxido de fósforo (V) e ácidos fosfóricos

pentóxido de fósforo P 2 O 5 (verdadeira fórmula - P 4 O 10) é uma substância cristalina higroscópica branca. Nos estados sólido e gasoso, a molécula existe na forma de um dímero e, em altas temperaturas, monomeriza. Um óxido ácido típico. É muito solúvel em água, formando vários ácidos fosfóricos:

metafosfórico:

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

pirofosfórico (difosfórico):

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

ortofosfórico (fosfórico):

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

O pentóxido de fósforo exibe todas as propriedades características dos óxidos ácidos, por exemplo:

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

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

pode formar três tipos de sais:

Propriedades oxidantes não são típicas para isso, porque. O estado de oxidação +5 é muito estável para o fósforo. O pentóxido de fósforo é obtido pela queima de fósforo em uma quantidade suficiente de oxigênio:

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

ácido ortofosfórico H 3 RO 4 é uma substância cristalina incolor, muito solúvel em água, higroscópica. É um ácido tribásico de força média; não tem propriedades oxidantes pronunciadas. Apresenta todas as propriedades químicas características dos ácidos, forma três tipos de sais (fosfatos, hidrofosfatos e dihidrofosfatos):

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.

Na indústria, o ácido fosfórico é obtido por extração:

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

bem como o método térmico:

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 \u003d 2H 3 PO 4.

Os métodos laboratoriais para a obtenção do ácido fosfórico incluem a ação do ácido nítrico diluído sobre o fósforo:

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

interação do ácido metafosfórico com a água quando aquecido:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

No corpo humano, o ácido ortofosfórico é formado pela hidrólise do trifosfato de adenosina (ATP):

ATP ADP + H 3 PO 4.

Reação qualitativa ao íon fosfatoé a reação com o cátion prata; forma-se um precipitado amarelo, insolúvel em meios ligeiramente ácidos:

3Ag + + \u003d Ag 3 PO 4,

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

Além dos ácidos fosfóricos acima (contendo fósforo no estado de oxidação +5), muitos outros ácidos contendo oxigênio são conhecidos para o fósforo. Aqui estão alguns dos representantes mais importantes.

Fósforo(HPO 2 H 2) é um ácido monobásico de força média. Seu segundo nome é fosfina:

Os sais deste ácido são chamados hipofosfitos, ou fosfitos, por exemplo KPO 2 H 2 .

Fósforo(H 3 RO 3) - ácido dibásico de força média, ligeiramente mais fraco que o hipofosforoso. Também tem um segundo nome - fosfônico:

Seus sais são chamados fosfitos ou fosfonatos, por exemplo K 2 PO 3 H.

difosfórico (pirofosfórico)(H 4 P 2 O 7) - um ácido tetrabásico de força média, ligeiramente mais forte que o ortofosfórico:

Os sais são difosfatos, por exemplo K 4 P 2 O 7.

Teste sobre o tema "Fósforo e seus compostos"

1. Elimine o elemento "extra" daqueles listados de acordo com o princípio da possibilidade de formar modificações alotrópicas:

a) oxigênio; b) nitrogênio;

c) fósforo; d) enxofre.

2. Ao interagir 42,6 g de anidrido fosfórico e 400 g de uma solução de hidróxido de sódio a 15%, forma-se o seguinte:

a) fosfato de sódio;

b) hidrogenofosfato de sódio;

c) uma mistura de fosfato e hidrogenofosfato de sódio;

d) uma mistura de hidro e di-hidrogenofosfato de sódio.

3. A soma dos coeficientes na equação dissociação eletrolítica fosfato de potássio é:

a) 5; b) 3; às 4; d) 8.

4. O número de elétrons no nível externo do átomo de fósforo:

a) 2; b) 3; às 5; d) 15.

5. O fósforo, obtido a partir de 33 g de fosfato de cálcio técnico, foi queimado em oxigênio. O óxido de fósforo (V) formado reagiu com 200 ml de solução de hidróxido de sódio a 10% (densidade de 1,2 g/ml) para formar um sal médio. A massa de impurezas na amostra técnica de fosfato de cálcio (em g) é:

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

6. O número de ligações em uma molécula de ácido pirofosfórico:

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

7. O número de átomos de hidrogênio contidos em 4,48 L (N.O.) de fosfina é:

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

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

8. A uma temperatura de 30 ° C, uma determinada reação ocorre em 15 s e a 0 ° C - em 2 minutos. Coeficiente de Van't Hoff para esta reação:

a) 2.4; b) 2; c) 1.8; d) 3.

9. O ácido ortofosfórico pode reagir com as seguintes substâncias:

a) óxido de cobre(II); b) hidróxido de potássio;

c) ácido nítrico; e) zinco.

10. A soma dos coeficientes na reação entre o fósforo e o sal de Bertolet é:

a) 9; b) 6; c) 19; d) tal reação é impossível.

chave para o teste

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

Tarefas e exercícios para fósforo e seus compostos

Cadeias de rotações:

1. Fósforo -> pentóxido de fósforo -> ácido fosfórico -> fosfato de cálcio ® ácido fosfórico.

2. Fosfato de cálcio -> fósforo -> fosforeto de cálcio -> fosfina -> pentóxido de fósforo -> ácido fosfórico -> di-hidrogenofosfato de cálcio.

3. Fosfato de cálcio -> A -> B -> C -> D -> E -> fosfato de cálcio. Todas as substâncias contêm fósforo, no esquema existem três OVRs seguidos.

4. Fósforo -> pentóxido de fósforo -> fosfato de cálcio -> fósforo -> fosfina -> ácido fosfórico -> di-hidrogenofosfato de cálcio.

5. Fosfeto de cálcio (+ solução de ácido clorídrico) -> A (+ oxigênio) -> B (+ hidróxido de sódio, deficiência) -> C (+ hidróxido de sódio, excesso) -> D (+ hidróxido de cálcio) -> E.

Um nível

1. Com a combustão completa de 6,8 g da substância, foram obtidos 14,2 g de pentóxido de fósforo e 5,4 g de água. 37 ml de solução de hidróxido de sódio a 32% (densidade 1,35 g/ml) foram adicionados aos produtos da reação obtidos. Defina a fórmula da substância inicial e determine a concentração da solução resultante.

Solução

Equação de reação:

(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.

Portanto, a fórmula da substância inicial é PH 3 e a equação da reação:

então o ácido fosfórico é formado:

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

Com álcalis, o ácido fosfórico pode reagir da seguinte forma:

Vamos determinar a quantidade de substância NaOH de acordo com a condição do problema:

(H 3 PO 4): (NaOH) \u003d 0,2: 0,4 \u003d 1: 2,

então a reação 2 ocorre.

(Na 2 HPO 4) \u003d (H 3 PO 4) \u003d 0,2 mol;

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

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

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

Responda. PH3; (Na 2 HPO 4) = 40,83%.

2. Com a eletrólise completa de 1 kg de solução de sulfato de ferro(II), 56 g de metal foram liberados no cátodo. Que massa de fósforo pode reagir com a substância liberada no ânodo e qual será a composição do sal se o produto da reação resultante for dissolvido em 87,24 ml de uma solução de hidróxido de sódio a 28% (densidade da solução 1,31 g / ml)?

Responda. 12,4 g de fósforo; hidrogenofosfato de sódio.

3. 20 g de uma mistura de sulfato de bário, fosfato de cálcio, carbonato de cálcio e fosfato de sódio foram dissolvidos em água. A massa da parte insolúvel era de 18 g. Sob a ação do ácido clorídrico, 2,24 l de gás (n.o.) foram liberados e a massa do resíduo insolúvel foi de 3 g. Determine a composição da mistura inicial de sais em massa .

Responda. Na 3 PO 4 - 2 g; BaCO 3 - 3 g;
CaCO3 - 10 g; Ca 3 (PO 4) 3 - 5 g.

4. Quantos kg de fósforo podem ser obtidos de 1 tonelada de fosforita contendo 40% de impurezas? Qual é o volume em n.o. tomar fosfina derivada deste fósforo?

Responda. 120kgP; 86,7 m 3 PH 3 .

5. 40 g de um mineral contendo 77,5% de fosfato de cálcio foram misturados com um excesso de areia e carvão e aquecidos sem ar em um forno elétrico. Recebido substância simples dissolvido em 140 g de ácido nítrico a 90%. Determine a massa de hidróxido de sódio necessária para neutralizar completamente o produto da oxidação de uma substância simples.

Responda. 24 g de NaOH.

Nível B

1. Para neutralizar completamente a solução obtida pela hidrólise de 1,23 g de algum haleto de fósforo, foram necessários 35 ml de uma solução de hidróxido de potássio 2M. Determine a fórmula do haleto.

Responda. Trifluoreto de fósforo.

2. Uma amostra de etanol anidro contendo 0,5% de óxido de fósforo (V) como impureza foi queimada em oxigênio suficiente. Os gases resultantes foram separados e a solução resultante foi aquecida até cessar a evolução do gás, após o que foi adicionada uma solução de hidróxido de potássio a 0,5% igual em massa. Determine as frações de massa das substâncias na solução resultante.

Responda. K 2 HPO 4 - 0,261%;
KH 2 PO 4 - 0,204%.

3. A 2 g de uma mistura de hidrofosfato e dihidrogenofosfato de potássio, na qual a fração mássica de fósforo é de 20%, foram adicionados 20 g de uma solução de ácido fosfórico a 2%. Calcule as frações de massa das substâncias na solução resultante.

Responda. KH2PO4 - 9,03%;
K 2 HPO 4 (restante) - 1,87%.

4. Quando uma mistura de hidreto e fosfeto de um metal alcalino com frações iguais de massa foi tratada com água, um mistura de gás com uma densidade de nitrogênio de 0,2926. Determine qual metal foi incluído nos compostos.

Responda. Sódio.

5. 50 g de uma mistura de fosfato de cálcio e carbonatos de cálcio e amônio foram calcinados, resultando em 25,2 g de um resíduo sólido, ao qual foi adicionado água e, em seguida, passado um excesso de dióxido de carbono. A massa do resíduo não dissolvido era de 14 g. Determine a massa de carbonato de amônio na mistura inicial.

Solução

Quando a mistura é calcinada, ocorrem os seguintes processos:

1) Ca 3 (PO 4) 2;

2)

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

No resíduo sólido - Ca 3 (PO 4) 2 e CaO.

Depois de adicionar água:

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

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

Depois de passar o dióxido de carbono:

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

O resíduo não dissolvido é Ca 3 (PO 4) 2, portanto, m(Ca 3 (PO 4) 2) = 14 g.

Encontre a massa de CaO:

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

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

(CaCO 3) \u003d (CaO) \u003d 0,2 mol,

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

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

Responda. m(NH 4) 2 CO 3 \u003d 16 g.

Tarefas qualitativas

1. O composto A sólido, branco e altamente solúvel em água é um ácido. Quando o óxido B é adicionado a uma solução aquosa A, forma-se um composto branco insolúvel em água C. Como resultado da calcinação da substância C a alta temperatura na presença de areia e carvão, forma-se uma substância simples que faz parte do A. Identifique as substâncias, escreva as equações das reações.

Responda. Substâncias: A - H 2 PO 4, B - CaO,
C - Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Uma mistura de dois sólidos vermelhos (A) e cor branca(B) inflama com pouco atrito. A reação produz dois sólidos brancos, um dos quais (C) se dissolve em água para formar uma solução ácida. Se o óxido de cálcio for adicionado à substância C, forma-se um composto branco insolúvel em água. Identificar substâncias, escrever equações de reação.

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

3. O composto A insolúvel em água de cor branca, como resultado da calcinação a alta temperatura com carvão e areia na ausência de oxigênio, forma uma substância simples B, que existe em várias modificações alotrópicas. Quando a substância B é queimada, forma-se o composto C, que se dissolve em água para formar o ácido E, que é capaz de formar três tipos de sais. Identificar substâncias, escrever equações de reação.

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

* O sinal +/– significa que esta reação não ocorre com todos os reagentes ou em condições específicas.

** De interesse é a reação redox (ORD) que ocorre quando os fósforos são acesos:

Continua

A história dos compostos gasosos de fósforo e, antes de tudo, da fosfina, provavelmente deveria começar com as palavras: “a luz bruxuleante que aparece nos pântanos (as famosas “luzes errantes”) é o resultado da ignição espontânea da fosfina”. Pois bem, a seguinte definição já tem sentido enciclopédico: “fosfina, ou fosfeto de hidrogênio (PH 3) é um gás incolor e de odor desagradável (peixe podre, alho ou carboneto industrial), venenoso, formado durante a redução bioquímica do ácido fosfórico ésteres, principalmente em condições anaeróbicas, ou seja, sem acesso ao oxigênio.

Compostos de fósforo na natureza

Existem muitos outros compostos organofosforados gasosos na natureza, em cujas moléculas o átomo de fósforo P está ligado ao átomo de carbono C. Existem milhares deles. Muitos deles fazem parte de ecossistemas, incluindo células vivas de plantas e microorganismos. O maior grupo de compostos com ligações C-P foi descoberto há cerca de cinquenta anos em objetos vivos.

Também existem fosfonatos nos solos - derivados de compostos organofosforados com ligações C-P preservadas. É verdade que são poucos, não mais do que 1-2% do fósforo contido na matéria orgânica, portanto nem sempre podem ser detectados em terras aráveis, mas em solos pantanosos e prados seu conteúdo sobe para 3-4%.

Em condições normais (aeróbicas), os compostos naturais de fósforo orgânico e mineral são fosfatos (ortofosfatos). Existem muitos deles. Para fosfatos orgânicos, conexão C-O-R, ou seja, o carbono e o fósforo estão ligados por meio de um átomo de oxigênio.

Um dos mistérios surpreendentes da natureza é que os fosfatos orgânicos em sistemas vivos (por exemplo, em algas e microorganismos) são sintetizados e decompostos não arbitrariamente, mas de acordo com a regra da “seção áurea”, obedecendo a uma certa lei descrita pela famosa série de Números de Fibonacci (1, 1, 2, 3, 5, 8...), em que cada termo seguinte é igual à soma dos dois anteriores. A harmonia da natureza se manifesta aqui de forma incompreensível no acúmulo e consumo de energia e matéria (em particular, fósforo) nos ecossistemas, descritos por uma proporção que é aproximadamente dada pelo coeficiente clássico da “seção áurea” de 1,618 (5/3, 8 /5, 13/8, etc.) etc.), ou seja, 62% dos compostos mencionados devem ser ligados e acumulados, e apenas 38% devem ser destruídos ou volatilizados. Esses padrões afetam subsequentemente o acúmulo de húmus e o ciclo de fósforo e nitrogênio, e os fluxos gasosos determinados pelas emissões e "sumidouros" de dióxido de carbono CO 2 e a "respiração" do solo (a liberação de CO 2 e a assimilação de oxigênio O 2). De fato, na natureza existem flutuações nos valores numéricos dessa proporção dentro de 1,3-1,7. Mas, como observado mais de uma vez nos escritos do autor e de outros cientistas, é muito mais terrível que razão principal desvios e mesmo violações desse padrão tornou-se atividade antropogênica.

Alguns especialistas já alertaram para o fato de que novos perigos podem nos espreitar se essa relação tender à unidade, ou seja, a acumulação e a decomposição ocorrerem com a mesma intensidade, como acontece, por exemplo, no ciclo do carbono, onde devido à "intervenção" da economia global, o oceano e a biosfera agora absorvem apenas metade das emissões de carbono (62% deveriam ser).

Mas voltemos à fosfina e seus derivados, ou seja, àqueles compostos organofosforados nos quais diversos elementos (nitrogênio, enxofre, silício, molibdênio, etc.) e seus complexos se encontram juntamente com o fósforo e o carbono. Sob condições favoráveis ​​\u200b\u200bpara o crescimento de microorganismos (em particular, nas condições de pântanos e tundra durante o aquecimento observado), os compostos organofosforados se decompõem com a ajuda da enzima (catalisadora) C-P-liase. Agora é encontrado em 9 grupos de bactérias que se alimentam de fósforo, extraindo-o da quebra de compostos organofosforados. Mas fungos e leveduras, que representam 50-70% da microflora total nos ecossistemas, não decompõem esses compostos. Ao contrário, protozoários, moluscos e fungos os sintetizam. Cogumelos podem crescer mesmo em concentrações razoavelmente altas de fosfina, apenas seu micélio fica amarelo.

Aplicação, propriedades, perigos

A fosfina é venenosa (uma concentração perigosa que pode levar à morte é de 0,05 mg / l) e, na concentração de 2.000 ml / m 3 (2 l / m 3 ou 2 10 -3), causa morte instantânea. É encontrado principalmente na agricultura durante a desinfecção de celeiros e proteção contra carrapatos e outras pragas durante o transporte de culturas, especialmente grãos. Anteriormente, era usado ativamente contra ratos e camundongos em celeiros. Na Austrália, eles recorrem à sua ajuda mesmo na luta contra coelhos de reprodução excessivamente rápida. Além disso, vários herbicidas e inseticidas contêm compostos organofosforados à base de fosfina e seus derivados. E, finalmente, nos últimos tempos, tem sido cada vez mais necessário lidar com isso em conexão com a destruição em grande escala armas quimicas, prevendo a neutralização de compostos organofosforados venenosos de derivados de sarin e soman-fosfina.

A fosfina pura (sem impurezas) inflama a uma temperatura de 150 ° C, queima com a formação de ácido fosfórico tóxico, mas na presença de impurezas de difosfina P 2 H 4 ou fósforo gasoso P 4 pode inflamar-se espontaneamente no ar. A reação da fosfina com o oxigênio (bem como a oxidação de metano semelhante - CH 4 e silano - SiH 4) refere-se a reações em cadeia ramificada. reações químicas, ou seja, flui mais rápido e pode levar a uma explosão. A oxidação da fosfina ocorre à temperatura ambiente, mas o gás pode ser estável a baixa temperatura. A oxidação da fosfina pode ser acelerada irradiando-a com luz ultravioleta. Sua auto-ignição no ar é possível em concentrações de 1,7-1,9% (17-19 l/m 3), ou 26-27 g/m 3. Assim, em ecossistemas pantanosos, muitas vezes é preciso lidar não apenas com os mencionados “fogos dispersos”, mas também com a combustão espontânea (aliás, os incêndios generalizados de turfa são da mesma natureza).

Para fumigação (para livrar os armazéns de grãos e produtos agrícolas de ácaros e outras pragas), geralmente são usados ​​fosfetos, em particular, compostos de fósforo com metais. Reagindo com a umidade do ar, os fosfetos liberam fosfina. Pastilhas e fitas contendo fosfetos são dispostas em depósitos na proporção de 9 g/t de grão ou outros produtos sujeitos a armazenamento de longo prazo, são até adicionadas a maçãs. Acredita-se que a fosfina volatiliza quando aerada, embora de acordo com os dados disponíveis na literatura científica, até 13% do gás venenoso seja absorvido no grão de ração. Essa circunstância por si só não deveria fazer alguém tratar essa "desinfecção" com extrema cautela?!

Agora, para a fumigação de grãos durante o transporte e armazenamento, dois compostos são permitidos para uso - metilbromo e metilfosfina, e o primeiro é uma ordem de grandeza menos tóxica (e eficaz) que a segunda. Usando este último, supõe-se tacitamente que a venenosa fosfina, depois de absorvida pelo conteúdo da abóbada, é milagrosamente extraída e volatilizada, envenenando apenas carrapatos e outras pragas. Parece que antes não era costume pensar em como essa imagem corresponde à realidade. Entretanto, há quase meio século, descobriu-se que a metilfosfina (uma mistura de dois gases - metano CH 4 e fosfina PH 3) é extremamente tóxica, quase como a própria fosfina.

Metano e fosfina na biosfera

Não é segredo que o metano emitido pelos pântanos é considerado um dos principais gases de efeito estufa e continua sendo objeto de discussões e pesquisas ativas em relação aos problemas das mudanças climáticas globais. Infelizmente, na Rússia, sua concentração na atmosfera é determinada apenas em uma estação meteorológica (Teriberka na Península de Kola). Mas não faria mal medi-lo sobre os pântanos da Sibéria!

Como se sabe, enormes reservas de metano (7·10 11 -3·10 13 toneladas) foram conservadas nas profundezas da Terra, e 4·10 11 toneladas delas estão na zona de permafrost do Ártico. Em terra, o metano é encontrado em compostos orgânicos de pântanos, sedimentos e detritos, e no Oceano Mundial - em hidratos de gás que ocorrem no fundo, em condições de baixas temperaturas. No Relatório de Mudanças Climáticas da ONU, especialistas relatam que na Sibéria, a liberação de metano de pântanos e permafrost em últimos anos está crescendo rapidamente. A emissão máxima de metano dos solos da tundra é alcançada a 8-10°C, e a 5°C sua oxidação a CO 2 e água prevalece. É formado em todos os horizontes do solo. Como resultado de estudos recentes, descobriu-se que, por exemplo, nossa tundra arbustiva do sul (perto de Vorkuta) serviu como sumidouro de carbono apenas dois dos últimos cinco anos.

Esta é uma tendência bastante perigosa, especialmente se levarmos em conta que nosso país representa 2/3 de todos os pântanos da Terra. Nossas áreas de pântanos excedem a área de todas as terras agrícolas: de acordo com dados de 2003, 343 milhões de hectares de pântanos (dos quais 130 milhões de hectares não são cobertos por florestas) e 221 milhões de hectares de terras agrícolas (dos quais 123 milhões de hectares são terra arável).

E aqui está como os funcionários da Universidade Estadual de Moscou avaliaram a liberação de metano em 2007 com base nos resultados das medições em pântanos na região de Tomsk. Segundo suas estimativas, o valor médio do fluxo de metano era de cerca de 10 mg/m 2 por hora. No verão, podem ser liberados 2,4 kg/ha por dia e 432 kg/ha por estação (6 meses). E de 130 milhões de hectares de pântanos - quase 60 milhões de toneladas, a oxidação de tal quantidade de metano exigirá o dobro de oxigênio - 120 milhões de toneladas.

O principal efeito “colateral” da emissão de metano deve ser reconhecido como o fato de que em ecossistemas de tundra e pântano em baixas temperaturas, o metano não apenas representa uma quantidade razoável de carbono que pode alterar significativamente seu conteúdo na atmosfera, mas também está intimamente associado com compostos organofosforados, que estão invariavelmente presentes em plantas, microflora de pântanos e sedimentos (principalmente devido à mencionada conexão C-P). E o seu isolamento dos locais onde foi sintetizado anteriormente, devido à intensificação dos processos de fermentação bioquímica com o aumento da temperatura, ocorre também devido à decomposição de compostos à base de fosfina. Em outras palavras, os gases CH 4 e PH 3 são emitidos em paralelo. Enquanto isso, enquanto ambientalistas e climatologistas estão apenas monitorando as mudanças no conteúdo de CO 2 e CH 4 na atmosfera, o conteúdo de PH 3 não é levado em consideração por ninguém. Mas em vão!

Essa omissão se deve, em parte, ao fato de que apenas alguns especialistas conhecem métodos para medir o teor de fósforo na atmosfera no estado gasoso. Afinal, mesmo em mundo científico ainda existe a opinião de que o fósforo na natureza existe principalmente na forma de fosfatos e após a hidrólise Conexões P-O-R, P-O-C e até P-C se transformam em um sólido. Fluxos de fósforo para a atmosfera na forma de compostos voláteis do tipo PH 3 são considerados desprezíveis e são desprezados. Determinar o teor de fósforo liberado na atmosfera com fosfina usando apenas os métodos usuais usados ​​para detectar fósforo em compostos sólidos distorce significativamente a imagem real do ciclo do fósforo nos ecossistemas. Ao mesmo tempo, o aparecimento de fosfina venenosa e espontaneamente combustível na atmosfera é ignorado.

Ameaça da Fosfina: Estimativas Simples

Enquanto isso, a avaliação quantitativa mais simples da liberação de fosfina nos ecossistemas pode ser obtida estudando áreas inundadas por água, simulando prados de água ou arrozais. Como foi estabelecido na Academia Agrícola de Moscou, realizada em 1926. K. A. Timiryazev, uma série de seis experimentos realizados sob condições estritamente controladas, 9,7 mg de fósforo de 1 kg de solo por hora passa para a forma gasosa (fosfina). Um cálculo não muito complicado dá 2,13 kg/ha por dia. Mas isso é quase tanto quanto o metano é liberado dos pântanos! Portanto, para a temporada, obtemos 383 kg/ha, e de toda a área de pântanos sem árvores (130 milhões de hectares) - cerca de 50 milhões de toneladas de PH 3 . Na sua oxidação a ácido fosfórico de acordo com a fórmula

PH 3 + 2O 2 → H 3 PO 4

é fácil perceber que será necessário o dobro de oxigênio - quase 100 milhões de toneladas (para o metano, esses valores foram de 60 e 120 milhões de toneladas, respectivamente).

Uma confirmação indireta da liberação de fosfina dos solos é o estudo dos fluxos de fósforo em arrozais - desde o plantio até a colheita, a perda de fósforo em solos alagados é de 3 a 8 vezes maior que seu conteúdo em grãos e palha. A remoção máxima de Р 2 O 5 chega a 100 kg/ha. Os compostos orgânicos de fósforo são excretados dos solos 4 vezes mais do que os armazenados nas plantas. A perda total de fósforo da camada superior (20 cm) do solo, de acordo com várias estimativas, é de 960-2940 kg/ha. Há evidências de que quando o arroz é cultivado em cheques inundados por 32 anos, mais da metade do húmus é perdido do solo e, é claro, o nitrogênio e o fósforo são eliminados.

Isso também pode ocorrer devido à liberação de suas formas gasosas - amônia (NH 3) e fosfina (PH 3). Há muito se sabe que, em termos de propriedades químicas, eles são análogos estruturais químicos. Repito, a determinação de fósforo e nitrogênio apenas na forma mineral, ignorando os componentes gasosos, não reflete os verdadeiros processos nos ecossistemas, principalmente em condições anaeróbicas. Em particular, a confirmação direta de que o fósforo é liberado junto com o metano em ecossistemas pantanosos foi obtida em estudos recentes.

Voltando às discussões sobre a possível subestimação do teor de fosfina na atmosfera, deve-se notar que não apenas os pântanos do Norte ou dos trópicos, mas também extensas plantações de arroz (principalmente na Índia, China, Japão e países do Sudeste Asiático ) pode dar uma contribuição bastante tangível.

Na literatura científica há evidências de que até 3,5 kg/ha de fósforo cai no solo com a precipitação. Em outras palavras, isso é apenas cerca de 1% do fósforo que se estima ser removido de sistemas pantanosos ou solos alagados pela fosfina para a atmosfera (383 kg/ha), os 99% restantes parecem ser rapidamente oxidados, precipitados ou decompostos (por exemplo, por hidrólise) nas camadas superficiais do ar, na litosfera e na biosfera, garantindo a redistribuição do fósforo na superfície da terra.

Claro, a fosfina, como o metano, está na atmosfera, mas deve-se admitir que o ciclo do fósforo foi estudado muito pior do que o ciclo do nitrogênio ou do carbono. Compostos de fósforo altamente ativos na presença de oxigênio rapidamente se transformam em complexos neutros, fosfatos "inofensivos". Além disso, o fósforo costuma ser escasso nos ecossistemas, ou seja, está presente em baixas concentrações. Portanto, repito, as tentativas de levar em consideração o fósforo apenas na forma de fosfatos podem levar a uma distorção perceptível de seu verdadeiro papel nos ecossistemas. E o que pode levar a uma subestimação desse papel pode ser visto claramente, por exemplo, em pântanos previamente drenados sem pensar, que se inflamam facilmente em anos secos devido ao metano (CH 4), silano (SiH 4) e fosfina (PH 3).

De acordo com os resultados das medições na estação meteorológica de Teriberka acima mencionada, verificou-se que em 1990 48,8 milhões de toneladas de metano foram emitidas para a atmosfera do território da Rússia (lembre-se, nossas estimativas para toda a área de pântanos sem árvores ascendeu a cerca de 60 milhões de toneladas). Para 1996-2003 a maior concentração foi registrada em 2003. Este ano foi o mais quente de toda a Rússia, especialmente no verão e no outono nas zonas de pântano e tundra (Yakutia, Sibéria Ocidental) - em média, a temperatura aqui acabou sendo quase 6 ° C mais alta do que a de longo prazo. Sob essas condições, foi observada simultaneamente uma diminuição no verão no conteúdo de ozônio O 3 a montante no norte da Rússia em 5 a 10%. Mas no verão, os processos de fotossíntese e formação de oxigênio também são acelerados aqui. Portanto, é óbvio que o ozônio foi intensamente consumido aqui para oxidar o aumento da quantidade de metano e fosfina nas condições quentes de 2003.

Da fosfina ao oxigênio: algumas estatísticas e filosofia

Não é segredo que por conta dos mais ricos recursos biológicos, a Rússia já se acostumou a ser considerada a doadora mundial de oxigênio. Segundo especialistas, 8130 milhões de toneladas de O 2 são formadas anualmente em seu território. Parece que não vamos pecar muito contra a verdade, assumindo que o processo de fotossíntese, responsável pela formação dessa massa de oxigênio, obedece à já mencionada "lei da harmonia universal" - a regra da "seção áurea" . Afinal, 1,47 tonelada de dióxido de carbono, 0,6 tonelada de água e 3,84 Gcal de energia solar são gastos na formação de 1 tonelada de matéria orgânica durante a fotossíntese e 1,07 tonelada de oxigênio são liberados. A relação entre a quantidade de CO 2 absorvido e O 2 liberado (1,47: 1,07) não é tão diferente do “dourado”.

De acordo com algumas estimativas publicadas, o consumo de oxigênio na Rússia (respiração, combustão de combustível e outras necessidades industriais) é de 2.784 milhões de toneladas. Então, sua "produção" pela Rússia excede seu consumo em 5.346 milhões de toneladas. Mas em outros cálculos, que levam em consideração o consumo de oxigênio pela microflora (ex-solo total) para "respirar", o excesso russo de produção de oxigênio sobre seu consumo já é uma ordem de grandeza menor - 560 milhões de toneladas de gás e oxigênio consumido. Em terras virgens, o valor desse valor é próximo de 1,58, e em terras aráveis ​​oscila entre 1,3-1,75 - ou seja, o oxigênio é gasto "economicamente" (42-37%) no processo de "respiração" do solo (42-37%) e o dióxido de carbono é mais liberado (58-63%). Se partirmos do valor médio da "seção áurea" de 1,52 para a razão CO 2: O 2 , então com a emissão de CO 2 dos solos da Rússia 10409 milhões de toneladas de oxigênio, outros 6848 milhões de toneladas de oxigênio são consumidos para a "respiração" dos solos russos (estimativas de 2004 baseadas em dados funcionários do Instituto de Problemas Fundamentais de Biologia da Academia Russa de Ciências, em particular, V. N. Kudeyarov).

Uma espécie de "proporção áurea" também é observada entre o sumidouro de CO 2 e sua emissão na escala da Rússia. A relação entre o sumidouro, que é de 4.450 milhões de toneladas por ano (em termos de carbono), e a emissão (2.800 milhões de toneladas - nas mesmas unidades) acaba sendo igual a 1,59, ou seja, surpreendentemente próximo de "ouro". Bem, enquanto não houver excesso de CO 2 sobre a Rússia como um todo, nossos ecossistemas absorvem mais do que emitimos, nossas florestas nos salvam e cobrem nossos “pecados”. Mas nos últimos anos (principalmente no Norte), tem sido cada vez mais notado que os ecossistemas não conseguem lidar com o "plano" de absorção e a proporção observada é violada.

No entanto, é muito mais importante que, de acordo com várias estimativas, na Rússia o consumo total de oxigênio por ano para nossas necessidades (2.784 milhões de toneladas), a respiração do solo (6.848 milhões de toneladas) e a oxidação de metano e fosfina (220 milhões de toneladas) está se aproximando de 10 bilhões de toneladas, o que é quase 2 bilhões de toneladas a mais do que todas as nossas florestas produzem. E esse triste equilíbrio me parece um problema muito mais sério do que a esperada negociação de cotas. Por uma questão de conservação meio Ambiente e a biosfera do planeta, cujos recursos gastamos hoje 25% a mais do que eles têm tempo para recuperar, devemos finalmente perceber que, sem limitar o consumo, nós e nossos descendentes simplesmente não podemos sobreviver. E por último, mas não menos importante, diz respeito ao oxigênio. Parece haver muito na atmosfera (21%), mas não se deve permitir que seja consumido na Terra mais do que é produzido.

Resumindo

Não é segredo que nos últimos 100 anos, como resultado da atividade humana impensada e ignorando as leis da natureza, as emissões de dióxido de carbono na atmosfera (e seu conteúdo lá), de acordo com várias estimativas, aumentaram de 25 a 35% . Uma das consequências mal calculadas do aquecimento global pode ser uma forte intensificação dos processos bioquímicos em áreas naturais de pântanos e permafrost. Ao mesmo tempo, a emissão não só de metano (isso já é quase óbvio) pode aumentar drasticamente, mas também de gases pouco estudados quanto ao seu efeito na biosfera: amônia, silano e fosfina, que exigirão muito oxigênio para oxidação e neutralização. Mas também não há efeitos de feedback totalmente analisados ​​(por exemplo, uma liberação mais intensa de metano acelerará um aumento adicional na concentração de CO 2 na atmosfera, o que, por sua vez, pode levar a uma desaceleração acentuada da fotossíntese). Como decorre de estudos recentes, o papel compensatório da fotossíntese nas florestas boreais enfraqueceu visivelmente na década de 1990. Mas antes estava firmemente estabelecido que as árvores em todas as latitudes contribuíam de forma confiável para a fotossíntese e a assimilação de CO 2 . Tendência perigosa! E exemplos dessas "metamorfoses" de florestas se multiplicam ano a ano.

Atualmente, não sabemos quase nada sobre o isolamento e oxidação do silano (SiH 4) mencionado mais de uma vez neste artigo. Enquanto isso, todas as plantas, cereais e microorganismos do pântano são ricos em silício orgânico. Na turfa de pântanos elevados - 43% SiO 2, transição - 28%, várzea - ​​21%. Até agora, há apenas evidências fragmentárias de que o silano em combinação com fosfina forma complexos insuficientemente estudados - sililfosfinas. Os processos de isolamento do silano, sua oxidação e combinação com outros elementos requerem estudos sérios.

E em conclusão - um enredo de aparência fantástica que deve fazer pensar a todos que ainda não perderam essa habilidade. Na camada superficial da atmosfera, devido ao rápido aumento do teor de dióxido de carbono e alguns outros gases "mortos", em um futuro previsível, pode haver escassez de oxigênio não apenas devido à desaceleração da fotossíntese, aumento no consumo por oxidação, combustão e respiração, mas também pela "tela" de gases venenosos que interferem no influxo de O 2 das camadas superiores da atmosfera.

Por bilhões de anos, a base de toda a vida na Terra foi a fotossíntese, que regularmente fornecia oxigênio ao planeta. Infelizmente, como alguns pesquisadores apontam com razão, pela primeira vez na história, a civilização moderna parece ter conseguido desacelerar o reabastecimento da atmosfera com oxigênio e levou a natureza ao ponto de bifurcação. Ela sobreviverá?

Veja, por exemplo: Yeldyshev Yu.N. O metano é o culpado do aquecimento global? // Ecologia e Vida, 2007, nº 11, p. 45; Alterações climáticas: factos e factores // Ecologia e Vida, 2008, n.º 3, p. 44.
Veja, por exemplo, o artigo Kravchenko I.K. na revista "Microbiology", nº 6, 2007.