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

Vaporii de fosfor la această temperatură sunt formați aproape în întregime din molecule de P2, care la răcire se condensează în molecule de P4.

Când vaporii se condensează, se formează fosfor alb (galben)., care constă din molecule P 4 având forma unui tetraedru. Este o substanță foarte reactivă, moale, ceroasă, galben pal, solubilă în disulfură de carbon și benzen. În aer, fosforul se aprinde la 34 ° C. Are capacitatea unică de a străluci în întuneric datorită oxidării lente la cele inferioare. Era fosforul alb care a fost izolat cândva de Brand.

Dacă fosforul alb este încălzit fără acces la aer, acesta se transformă în roșu (a fost obținut pentru prima dată abia în 1847). Nume fosfor roșu se referă la mai multe modificări simultan, care diferă ca densitate și culoare: variază de la portocaliu la roșu închis și chiar violet. Toate soiurile de fosfor roșu sunt insolubile în solvenți organici, în comparație cu fosforul alb, sunt mai puțin reactive (se aprind în aer la t> 200 ° C) și au o structură polimerică: acestea sunt tetraedre P 4 legate între ele în lanțuri nesfârșite. „Fosforul violet” este oarecum diferit de ele, care constă din grupări P 8 și P 9 așezate în structuri tubulare lungi cu o secțiune transversală pentagonală.

La tensiune arterială crescută fosforul alb este transformat în fosfor negru, construite din hexagoane volumetrice cu atomi de fosfor la vârfuri, conectate între ele în straturi. Pentru prima dată această transformare a fost realizată în 1934 de către fizicianul american Percy Williams Bridgman. Structura fosforului negru seamănă cu grafitul, cu singura diferență că straturile formate din atomi de fosfor nu sunt plate, ci „ondulate”. Fosforul negru este cea mai puțin activă modificare a fosforului. Când este încălzit fără acces la aer, acesta, ca și roșu, trece în vapori, din care se condensează fosforul alb.

Fosforul alb este foarte toxic: doza letală este de aproximativ 0,1 g. Din cauza pericolului de autoaprindere în aer, se depozitează sub un strat de apă. Fosforul roșu și negru sunt mai puțin toxici, deoarece nu sunt volatili și practic insolubili în apă.

Proprietăți chimice

Cel mai activ din punct de vedere chimic este fosforul alb (pentru simplitate, în ecuațiile reacțiilor care implică fosfor alb, ele sunt scrise ca P și nu P4, mai ales că reacții similare sunt posibile cu participarea fosforului roșu, a cărui compoziție moleculară este nedeterminat). Fosforul se combină direct cu multe substanțe simple și complexe. În reacțiile chimice, fosforul, precum , poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător.

Cum oxidant fosforul interacționează cu mulți pentru a forma fosfuri, de exemplu:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na 3 P

Vă rugăm să rețineți că fosforul practic nu se combină direct cu fosforul.

Cum agent de reducere fosforul interacționează cu, halogeni, sulf (adică cu mai multe nemetale electronegative). În acest caz, în funcție de condițiile de reacție, se pot forma atât compuși cu fosfor (III), cât și compuși cu fosfor (V).

a) cu oxidare lentă sau cu lipsă de oxigen, fosforul se oxidează la oxid de fosfor (III) sau anhidridă de fosfor P 2 O 3:

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

Când fosforul este ars în exces (sau aer), se formează oxid de fosfor (V) sau anhidridă fosforică P 2 O 5:

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

b) în funcție de raportul de reactivi, interacțiunea fosforului cu halogenii și sulf formează, respectiv, halogenuri și sulfuri de fosfor tri- și pentavalent; De exemplu:

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

2P + 3Cl2 (insuficient) = 2PCl3

2P + 5S(e) = P2S5

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

Trebuie remarcat faptul că fosforul formează numai compusul PI3 cu iod.

Fosforul joacă rolul de agent reducător în reacțiile cu acizii oxidanți:

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

- cu acid azotic concentrat:

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

- cu acid sulfuric concentrat:

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

Fosforul nu interacționează cu alți acizi.

Când este încălzit cu soluții apoase, fosforul suferă o disproporție, de exemplu:

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

8P + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2

În plus față de fosfina PH 3, în urma acestor reacții, se formează săruri ale acidului hipofosforic H 3 PO 2 - hipofosfiți, în care fosforul are o stare de oxidare caracteristică de +1.

Utilizarea fosforului

Cea mai mare parte a fosforului produs în lume este cheltuită pentru producția de acid fosforic, din care se obțin îngrășăminte și alte produse. Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor, este conținut în masă, care este aplicată pe cutia de chibrituri.

fosfină

Cel mai cunoscut compus hidrogen al fosforului este fosfina PH 3 . Fosfina este un gaz incolor cu miros de usturoi și este foarte toxic. Foarte solubil în solvenți organici. Spre deosebire de amoniac, este puțin solubil în apă. Fosfina nu are valoare practică.

Chitanță

Mai sus a fost considerată o metodă de obținere a fosfinei prin interacțiunea fosforului cu soluțiile apoase. O altă modalitate este acțiunea acidului clorhidric asupra fosfurilor metalice, de exemplu:

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

Proprietăți chimice

1. Acid - proprietăți de bază

Fiind puțin solubilă în apă, fosfina formează cu ea un hidrat instabil, care prezintă proprietăți de bază foarte slabe:

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

Sărurile de fosfoniu se formează numai cu:

PH3 + HCI = PH4CI

PH3 + HCIO4 = PH4Cl04

1. Proprietăți redox

Lista completă a rezumatelor poate fi vizualizată

*În imaginea de înregistrare este o fotografie cu fosfor alb

DEFINIȚIE

fosfină(hidrură de fosfor, monofosfan) în condiții normale este un gaz incolor, slab solubil în apă și nu reacționează cu acesta.

Formula brută este PH 3 (structura moleculei este prezentată în Fig. 1). Masa molară a fosfinei este de 34,00 g/mol.

Orez. 1. Structura moleculei de fosfină, indicând unghiul de legătură și lungimea legătură chimică.

La temperaturi scăzute, formează un clarat solid 8PH 3 ×46H 2 O. Densitate - 1,5294 g / l. Punct de fierbere - (-87,42 o C), punct de topire - (-133,8 o C).

În OVR, este un agent reducător puternic; este oxidat de acizi sulfuric și azotic concentrați, iod, oxigen, peroxid de hidrogen și hipoclorit de sodiu. Proprietățile donatorului sunt mult mai puțin pronunțate decât cele ale amoniacului.

PH3, stările de oxidare ale elementelor din acesta

Pentru a determina stările de oxidare ale elementelor care alcătuiesc fosfina, trebuie mai întâi să vă dați seama pentru ce elemente este cunoscută exact această valoare.

Fosfina este numele trivial pentru hidrură de fosfor și, după cum știți, starea de oxidare a hidrogenului din hidruri este (+1). Pentru a găsi starea de oxidare a fosforului, luăm valoarea lui ca „x” și o determinăm folosind ecuația de electroneutralitate:

x + 3×(+1) = 0;

Deci, starea de oxidare a fosforului în fosfină este (-3):

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Determinați stările de oxidare ale elementelor acide în următorii compuși: HNO 2 , H 2 CO 3 , H 4 SiO 4 , HPO 3 .
Soluţie	În acești compuși, elementele care formează acid sunt azotul, carbonul, siliciul și fosforul. Starea de oxidare a oxigenului este (-2), iar hidrogenul - (+1). Să luăm starea de oxidare a elementului care formează acid drept „x” și să folosim ecuația de electroneutralitate pentru a-i găsi valoarea: 1 + x + 2×(-2) = 0; Starea de oxidare a azotului este (+3). 2×(+1) + x + 3×(-2) = 0; Starea de oxidare a carbonului este (+4). 4×(+1) + x + 4×(-2) = 0; Starea de oxidare a siliciului este (+4). 1 + x + 3×(-2) = 0; Starea de oxidare a fosforului este (+5).
Răspuns	HN +3O2, H2C +4O3, H4Si +4O4, HP +5O3

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Fierul prezintă cea mai mare stare de oxidare în compus: K4; K3; Fe(OH)2.
Soluţie	Pentru a da răspunsul corect la întrebarea pusă, vom determina alternativ gradul de oxidare a fierului în fiecare dintre compușii propuși folosind ecuația de neutralitate electrică. a) Starea de oxidare a potasiului este întotdeauna (+1). Starea de oxidare a carbonului în ionul de cianură este (+2), iar azotul - (-3). Să luăm pentru „x” valoarea stării de oxidare a fierului: 4x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; b) Starea de oxidare a potasiului este întotdeauna (+1). Starea de oxidare a carbonului în ionul de cianură este (+2), iar azotul - (-3). Să luăm pentru „x” valoarea stării de oxidare a fierului: 3x1 + x + 6x2 + 6x (-3) = 0; c) Gradul de oxidare a oxigenului în oxizi (-2). Să luăm pentru „x” valoarea stării de oxidare a fierului: d) Stările de oxidare ale oxigenului și hidrogenului sunt (-2) și respectiv (+1). Să luăm pentru „x” valoarea stării de oxidare a fierului: x + 2×(-2) + 2× 1 = 0; Cea mai mare stare de oxidare a fierului este (+3) și se manifestă într-un compus de compoziție K 3 .
Răspuns	Opțiunea 2

Cea mai apropiată sursă de piatră care conține fosfină, era indicat pe hărți, iar David a trimis acolo un grup de lucru de călăreți albaștri și verzi, care ar fi trebuit să înceapă recoltarea pietrei de foc.

Acum erau conștienți de toate trucurile inamicului, au învățat să evalueze caracteristicile atacurilor, au învățat cum să salveze puterea călăreților și a animalelor, cum să se protejeze de vapori. fosfinăși lovituri de Fire.

jeturi de foc fosfină, aruncând dragoni, a format un model de lumină în continuă schimbare în aer.

Călăreții au descoperit depozite fosfină pe un platou undeva între râul Malay și Sadrid.

În timp ce balaurul și-a așezat corpul voluminos pe un loc de aterizare atât de nepotrivit, aripile sale largi au fost conduse de-a lungul curții, mirosind a fosfină aer.

Apoi a spălat împuțitul fosfină pantaloni și cămașă și le-a uscat la soare, atârnându-le în tufișuri.

Când Jaxom a intrat în camera lui, în drumul său să schimbe mirosul fosfină costum de zbor, a zărit o schiță a golfului, încă întinsă pe masa lui de lucru.

Jacksom a băgat porția lui Ruta în gură și, ca întotdeauna simțind o trepidare interioară, a început să asculte dinții puternici ai dragonului zdrobind pe cei saturati. fosfină piatră.

Starea de oxidare în PH3

Informații generale despre fosfină și stările de oxidare în PH3

Formula brută este PH3 (structura moleculei este prezentată în Fig. 1). Masa molară a fosfinei este de 34,00 g/mol.

Sensul cuvântului fosfină

1. Structura moleculei de fosfină, indicând unghiul de legătură și lungimea legăturii chimice.

La temperaturi scăzute formează un clarat solid 8PH3×46H2O. Densitate - 1,5294 g/l. Punct de fierbere - (-87,42oC), punct de topire - (-133,8oC).

În OVR, este un agent reducător puternic; este oxidat de acizi sulfuric și azotic concentrați, iod, oxigen, peroxid de hidrogen și hipoclorit de sodiu. Proprietățile donatorului sunt mult mai puțin pronunțate decât cele ale amoniacului.

PH3, stările de oxidare ale elementelor din acesta

Pentru a determina stările de oxidare ale elementelor care alcătuiesc fosfina, trebuie mai întâi să vă dați seama pentru ce elemente este cunoscută exact această valoare.

Fosfina este numele trivial pentru hidrură de fosfor și, după cum știți, starea de oxidare a hidrogenului din hidruri este (+1). Pentru a găsi starea de oxidare a fosforului, luăm valoarea lui ca „x” și o determinăm folosind ecuația de electroneutralitate:

x + 3×(+1) = 0;

Deci, starea de oxidare a fosforului în fosfină este (-3):

Exemple de rezolvare a problemelor

3. Molecule. Legătură chimică. Structura substanțelor

Se numesc particule chimice formate din doi sau mai mulți atomi molecule(real sau condiționat unități de formulă substanțe poliatomice). Atomii din molecule sunt legați chimic.

O legătură chimică este o forță electrică de atracție care ține particulele împreună. Fiecare legătură chimică în formule structurale pare linia de valență, De exemplu:

H - H (legatura intre doi atomi de hidrogen);

H3N - H + (legatura dintre atomul de azot al moleculei de amoniac si cationul de hidrogen);

(K+) - (I-) (legatură între cationul de potasiu și ionul iodură).

O legătură chimică este formată dintr-o pereche de electroni ( ), care în formulele electronice ale particulelor complexe (molecule, ioni complecși) este de obicei înlocuită cu o linie de valență, spre deosebire de propriile perechi de atomi de electroni neîmpărțiți, de exemplu:

Legătura chimică se numește covalent, dacă se formează prin socializarea unei perechi de electroni de către ambii atomi.

În molecula F2, ambii atomi de fluor au aceeași electronegativitate, prin urmare, posesia unei perechi de electroni este aceeași pentru ei. O astfel de legătură chimică se numește nepolară, deoarece fiecare atom de fluor are densitatea electronică la fel in formula electronica moleculele pot fi împărțite condiționat între ele în mod egal:

În molecula de HCl, legătura chimică este deja polar, deoarece densitatea electronilor pe atomul de clor (un element cu electronegativitate mai mare) este mult mai mare decât pe atomul de hidrogen:

O legătură covalentă, de exemplu H - H, poate fi formată prin împărțirea electronilor a doi atomi neutri:

H + H > H – H

HH

Acest mecanism de legătură se numește schimb valutar sau echivalent.

Conform unui alt mecanism, aceeași legătură covalentă H – H apare atunci când perechea de electroni a ionului hidrură H este împărțită de cationul de hidrogen H+:

H+ + (:H)-> H – H

HH

În acest caz se numește cationul H+ acceptorși anionul H - donator pereche de electroni. Mecanismul de formare a unei legături covalente în acest caz va fi donator-acceptator, sau coordonarea.

Se numesc legături simple (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-linkuri, ele determină forma geometrică a moleculelor.

Legăturile duble și triple () conțin o componentă p și una sau două componente p; componenta a, care este prima formată în mod condiționat, este întotdeauna mai puternică decât componentele a.

Caracteristicile fizice (de fapt măsurabile) ale unei legături chimice sunt energia, lungimea și polaritatea acesteia.

Energia de legătură chimică (E cv) este căldura care se eliberează în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea acesteia. Pentru aceiași atomi, o singură legătură este întotdeauna mai slab decât un multiplu (dublu, triplu).

Lungimea legăturii chimice (l s) - distanta internucleara. Pentru aceiași atomi, o singură legătură este întotdeauna mai lung decât un multiplu.

Polaritate comunicarea este măsurată moment dipol electric p- produsul unei sarcini electrice reale (pe atomii unei legături date) cu lungimea dipolului (adică

Fosfor. fosfină

lungimea legăturii). Cu cât momentul dipolului este mai mare, cu atât polaritatea legăturii este mai mare. Sarcinile electrice reale ale atomilor dintr-o legătură covalentă sunt întotdeauna mai mici ca valoare decât stările de oxidare ale elementelor, dar coincid în semn; de exemplu, pentru legătura H + I-Cl-I, sarcinile reale sunt H + 0'17-Cl-0'17 (particulă bipolară sau dipol).

Polaritatea moleculelor determinate de compoziţia şi forma geometrică a acestora.

Nepolar (p = O) va fi:

a) molecule simplu substanțe, deoarece conțin numai legături covalente nepolare;

b) poliatomic molecule dificil substanțe, dacă forma lor geometrică simetric.

De exemplu, moleculele de CO2, BF3 și CH4 au următoarele direcții ale vectorilor de legătură egali (pe lungime):

Când se adaugă vectori de legătură, suma lor dispare întotdeauna, iar moleculele în ansamblu sunt nepolare, deși conțin legături polare.

Polar (pag> O) va fi:

A) diatomic molecule dificil substanțe, deoarece conțin numai legături polare;

b) poliatomic molecule dificil substanțe, dacă structura lor asimetric, adică forma lor geometrică este fie incompletă, fie distorsionată, ceea ce duce la apariția unui dipol electric total, de exemplu, în moleculele de NH3, H2O, HNO3 și HCN.

Ionii complecși, precum NH4+, SO42- și NO3-, nu pot fi în principiu dipoli, purtând o singură sarcină (pozitivă sau negativă).

Legătură ionică apare în timpul atracției electrostatice a cationilor și anionilor cu aproape nicio socializare a unei perechi de electroni, de exemplu, între K+ și I-. Atomul de potasiu are o lipsă de densitate electronică, atomul de iod are un exces. Această legătură este luată în considerare limitare cazul unei legături covalente, deoarece o pereche de electroni se află practic în posesia anionului. O astfel de relație este cea mai tipică pentru compușii metalelor și nemetale tipice (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) și substanțelor din clasa sărurilor (NaNO3, K2SO4, CaCO3). Toți acești compuși în condiții de cameră sunt substanțe cristaline, care sunt unite prin denumirea comună cristale ionice(cristale construite din cationi și anioni).

Există un alt tip de conexiune numit legatura metalica,în care electronii de valență sunt ținuți atât de slab de atomii de metal încât nu aparțin de fapt unor anumiți atomi.

Atomii metalelor, rămași fără electroni externi care le aparțin în mod clar, devin, parcă, ioni pozitivi. Ele formează rețea cristalină metalică. Setul de electroni de valență socializați ( gaz de electroni)ține ionii metalici pozitivi împreună și în locuri specifice ale rețelei.

Pe lângă cristalele ionice și metalice, există și atomicȘi molecular substanțe cristaline, în locurile rețelei ale cărora se află atomi sau, respectiv, molecule. Exemple: diamant și grafit - cristale cu rețea atomică, iod I2 și dioxid de carbon CO2 (gheață carbonică) - cristale cu rețea moleculară.

Legăturile chimice există nu numai în interiorul moleculelor de substanțe, ci se pot forma și între molecule, de exemplu, pentru HF lichid, apă H2O și un amestec de H2O + NH3:

legătură de hidrogen se formează din cauza forțelor de atracție electrostatică a moleculelor polare care conțin atomi ai celor mai electronegative elemente - F, O, N. De exemplu, legăturile de hidrogen sunt prezente în HF, H2O și NH3, dar nu sunt în HCl, H2S și PH3 .

Legăturile de hidrogen sunt instabile și se rup destul de ușor, de exemplu, când gheața se topește și apa fierbe. Cu toate acestea, se consumă ceva energie suplimentară pentru ruperea acestor legături și, prin urmare, punctele de topire (Tabelul 5) și punctele de fierbere ale substanțelor cu legături de hidrogen.

(de exemplu, HF și H2O) sunt semnificativ mai mari decât pentru substanțe similare, dar fără legături de hidrogen (de exemplu, HCl și respectiv H2S).

Mulți compuși organici formează, de asemenea, legături de hidrogen; Legătura de hidrogen joacă un rol important în procesele biologice.

Exemple de sarcini din partea A

1. Substanțele cu numai legături covalente sunt

1) SiH4, CI2O, CaBr2

2) NF3, NH4CI, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. legătură covalentă

2. singur

3. dublu

4. triplu

prezent în materie

5. Legături multiple sunt prezente în molecule

6. Particulele numite radicali sunt

7. Una dintre legături este formată de mecanismul donor-acceptor din setul de ioni

8. Cel mai durabilȘi mic de statura legătură - într-o moleculă

9. Substanțe cu numai legături ionice - în set

10–13. Rețeaua cristalină a materiei

1) metal

3) nucleare

4) moleculară

Compuși ai fosforului.

R-3. Fosfurile metalice sunt compuși ionic-covalenți. Fosfidele metalelor s (cu excepția Be) și lantanidele sunt compuși asemănătoare sărurilor ionice, ele sunt ușor hidrolizate de apă și acizi: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Fosfurile elementelor d sunt compuși inerți chimic asemănătoare metalelor. Excepție fac fosfurile metalelor din grupele I și II, subgrupe secundare, care sunt, de asemenea, asemănătoare sărurilor, dar cu un amestec mare de covalență. Fosforul nu formează compuși stabili cu antimoniu, bismut, plumb și mercur.

Combinația de fosfor cu hidrogen se numește fosfură de hidrogen, deși electronegativitatea acestor elemente este aproape egală. Compusul are formula PH3, numită fosfină. Este un gaz extrem de otrăvitor cu miros neplăcut de usturoi, bp=-88°C. Nu există legături de hidrogen între moleculele de fosfină dintr-un lichid și între apă și moleculele de fosfină în timpul dizolvării, prin urmare punctul de fierbere este scăzut și fosfina practic nu se dizolvă în apă. Molecula este o piramidă cu un atom de fosfor în vârf și un unghi de 93,5° între legăturile P-H, ceea ce indică absența hibridizării orbitalilor atomici de fosfor în timpul formării acestui compus. Legăturile sunt formate din p-orbitali aproape puri. Perechea de electroni singuratică a fosforului rămâne în orbitalul 3s, astfel încât fosfina este o bază slabă și un agent complexant slab în general. Cationul fosfoniu se formează numai cu cei mai puternici acizi într-un mediu anhidru (HJ, HClO4, HBF4), de exemplu PH3 + HJ = PH4J. Apa descompune ușor sărurile de fosfoniu. Fosfina prezintă proprietăți reducătoare puternice: PH3 + 2O2 = H3PO4 (la 150°C această reacție are loc cu o explozie), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O3 = H2 +(H2O3) 6HJ . Sinteza fosfinei din substanțe simple nu poate fi realizată, deoarece legătura P-H nu este suficient de puternică din cauza lungimii sale și datorită contribuției nesemnificative a componentei electrostatice. Prin urmare, fosfina se obține prin hidroliza fosfurilor metalice sau prin dizolvarea fosforului în alcali (reacțiile sunt date mai sus).

Principalii compuși ai fosforului în stările sale pozitive de oxidare sunt oxizii, acizii care conțin oxigen și halogenurile. Este recomandabil să le luați în considerare separat.

Oxizi de fosfor– P4O6 și P4O10 sunt oxizi acizi, au structură moleculară, sunt solide (topitură (P4O6) = 23,8 ° C, modificarea moleculară a P4O10 se sublimează la 3590 ° C, iar modificarea polimerului se topește la 580 ° C), ambele se dizolvă în apă, dând hidroxizi, care sunt acizi, fosfor și, respectiv, ortofosforic. Oxidul de fosfor (V) este foarte higroscopic, absoarbe umiditatea din aer, prin urmare este folosit ca desicant și, de asemenea, ca agent de îndepărtare a apei: P2O5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, acesta formează acid metafosforic sau acizi polifosforici - (HPO3 ) 3-4. Oxidul de fosfor (III), în care fosforul se află într-o stare intermediară de oxidare, este capabil de alte reacții de oxidare și reacții de disproporționare, de exemplu: are loc reacția 5P4O6 = 2P4 + 3P4O10. Oxidul de fosfor (V) nu are proprietăți oxidante și poate fi el însuși obținut prin oxidarea fosforului în condiții anhidre, de exemplu, prin descompunerea termică a unor săruri: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Acizi oxigenați ai fosforului. Varietatea acizilor oxigenați ai fosforului este cauzată de următoarele motive: 1. Valența fosforului poate fi III sau V. 2. În cazul valenței V, este posibilă formarea orto și metaacizilor, care diferă prin numărul de atașați. molecule de apă. 3. În toți hidroxizii, fosforul prezintă un număr de coordonare de 4, astfel de hidroxizi sunt mai stabili pentru el, dacă nu există destui atomi de oxigen, atunci se formează o legătură P-H ((HO) 2PHO, și nu P (OH) 3, etc.). 4. Acizii fosforici tind să formeze polimeri liniari sau ciclici. 5. În anumite condiții, este posibilă formarea unei legături P-P. 6. Ca și pentru toți hidroxizii, peroxoacizii se formează în timpul oxidării ulterioare. Să dăm structura și proprietățile celor mai faimoși acizi fosforici.

H3PO4 este acid ortofosforic. Acesta este un acid tribazic, mediu în disociere în prima etapă (Ka = 7,52,10-3) și slab în celelalte două etape. În stare anhidră, formează cristale higroscopice transparente cu p.t.=42°C. Se dizolvă în apă în orice concentrație. Acidul ortofosforic se obține prin dizolvarea oxidului de fosfor (V) în apă, prin arderea fosfinei, prin oxidarea oricărei forme de fosfor în mediu acid, prin hidroliza compușilor binari de fosfor (V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S. Industria folosește metoda de ardere a fosforului cu dizolvarea ulterioară a oxidului, precum și deplasarea acidului ortofosforic din fosfatul de calciu cu acid sulfuric concentrat la încălzire: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Acest acid corespunde a trei serii de săruri - medii (fosfați sau ortofosfați) și acide (hidrofosfați și dihidrofosfați). Fosfații și hidrofosfații din toate metalele, cu excepția sodiului, potasiului, rubidiului și cesiului, sunt insolubili în apă. Fosfații dihidrogenați sunt solubili. Fosfații solubili suferă o hidroliză anionică puternică, anionul fosfat are cea mai mare constantă de hidroliză, iar dihidrofosfatul are cea mai scăzută. Hidroliza anionului duce la un mediu alcalin de soluții de sare. Anionii acizi, concomitent cu hidroliza, participă la echilibrul de disociere, ceea ce duce la un mediu de soluție acidă, pentru dihidrofosfat într-o măsură mai mare, pentru hidrofosfat într-o măsură mai mică. Ca urmare a acestor procese, soluția de dihidrogen fosfat de sodiu are un mediu ușor acid, soluția de hidrofosfat are un mediu ușor alcalin, iar soluția de fosfat are un mediu puternic alcalin. Se formează fosfat de amoniu ca sare acid slabși bază, complet descompuse de apă. Ortofosfații se topesc fără descompunere la temperaturi foarte ridicate. Hidrofosfații dau difosfați la încălzire: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. Când sunt încălzite, dihidrofosfații se transformă în polimetafosfați: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Fosfații nu au proprietăți oxidante puternice, dar pot fi reduse de carbon atunci când sunt încălziți. În prezența dioxidului de siliciu, această reacție duce la producerea de fosfor (a fost dată ecuația reacției), în absența SiO2, procesul se desfășoară astfel: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. Încălzirea fosfatului de amoniu duce la o pierdere treptată a moleculelor de amoniac cu formare în cele din urmă la temperaturi peste 300°C acid polimetafosforic.

Deshidratarea acidului ortofosforic produce acizi fosforici condensați, care conțin unul sau mai mulți atomi de oxigen de legătură. În acest caz, se formează structuri în lanț, ciclice și mixte. Să luăm în considerare cele mai simple dintre ele.

Acid difosforic (pirofosforic) - H4P2O7. Se obține prin încălzirea acidului fosforic la 2000C. În stare anhidră, este vorba de cristale incolore cu p.t.=61°C, care sunt foarte solubile în apă cu formarea unui acid mult mai puternic decât acidul fosforic. Acest acid este deosebit de puternic în primele două etape. Orice acid condensat este mai puternic decât un singur acid, deoarece disocierea lui produce un anion mai stabil. Soluțiile de acid pirofosforic sunt instabile, deoarece o moleculă de apă este adăugată treptat pentru a forma două molecule de acid ortofosforic. Mai stabile sunt sărurile - pirofosfații, care, după cum sa menționat deja, pot fi obținute prin încălzirea hidrofosfaților.

Acizi metafosforici - (HPO3) x, unde x \u003d 3.4.6. Acizi condensați ciclici care conțin un ciclu de atomi alternanți de fosfor și oxigen. Se obține prin dizolvarea oxidului de fosfor (V) în acid ortofosforic, precum și prin încălzirea acidului pirofosforic la 300 ° C: 3H4P2O7 \u003d 2 (HPO3) 3 + H2O. Toți acizii metafosforici sunt foarte puternici, pentru acidul trimetafosforic Ka2 = 0,02. Toți acești acizi sunt, de asemenea, transformați treptat în soluție apoasă în acid fosforic. Sărurile lor se numesc, respectiv, tri-, tetra- și hexametafosfați.

Se poate obține oxidarea oxidului de fosfor (V). acid peroxofosforic: P4O10 + 4H2O2 + 2H2O = 4H3RO5.

Acid fosforic (hipofosforic) H4P2O6 are o conexiune P-R. Formula structurală poate fi reprezentată ca (OH)2OP-RO(OH)2.

Proprietățile fosfinei

Din formula se poate observa că valența fosforului este 5, iar starea de oxidare +4 este o valoare formală asociată cu prezența unei legături între atomi identici. Acesta este un acid tetrabazic, a cărui putere corespunde ortofosforic. Se obţine prin reacţia: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 şi se izolează din soluţie sub formă de dihidrat cu p.t.=62°C. Într-o soluție acidă, se disproporționează în acizi ortofosforici și fosforici.

Acidul fosfor H3PO3 sau H2. Este un acid dibazic de putere medie, în stare anhidră - solid cu topitură=74°C. Se obține prin hidroliza halogenurilor de fosfor (III), precum și prin oxidarea fosforului alb cu clor sub apă: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. După cum sa menționat mai sus, compusul din compoziția P(OH)3 este mai puțin stabil, prin urmare, izomerizarea are loc cu formarea unei legături P-H, care nu se mai disociază într-o soluție apoasă. Sărurile acidului fosforic sunt numite fosfiți, sărurile acide sunt numite hidrofosfiți. Majoritatea fosfiților (cu excepția sărurilor de metale alcaline) sunt insolubile în apă. Ca toți compușii fosforului (III), acidul fosforic este un agent reducător puternic, este oxidat la acid fosforic de halogeni, dioxid de azot și alți agenți oxidanți și, de asemenea, restabilește metalele slab active dintr-o soluție de săruri ale acestora, de exemplu: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl + Hg↓.La încălzire, se disproporționează: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Acid fosfor (fosfinic) H3PO2 sau H. Aceasta este o substanță solidă cu p.t.=26,5°C, a cărei soluție apoasă este un acid monobazic destul de puternic (Ka=7,9,10-2). Fosforul din acest compus are, de asemenea, cinci legături, dintre care două sunt cu atomi de hidrogen. suferă doar disociere Legătura N-O. Starea formală de oxidare a fosforului în acest compus este +1. Acidul fosfor și sărurile sale, hipofosfiții, sunt agenți reducători puternici. Cationii metalici, chiar și cei care stau în seria tensiunii înaintea hidrogenului, pot fi reduceți la metal: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2 + Ni↓. Când este încălzit, acidul fosforic disproporționează: 3H = PH3 + 2H2. Odată cu creșterea temperaturii, sa demonstrat că acidul fosforic se descompune în acid fosforic și fosfină. Hipofosfiții metalelor alcaline și alcalino-pământoase se obțin prin interacțiunea fosforului și alcalinei (vezi mai sus). Oxidarea fosfinei cu un oxidant ușor: PH3 + SO2 = H + S↓ (catalizatorii sunt mercur și urme de apă).

Halogenuri de fosfor PX3 și PX5. Toate halogenurile de fosfor sunt cunoscute, cu excepția PJ5. În cazul fosforului (III), acestea sunt molecule piramidale cu un atom de fosfor în vârf și cu unghiuri între Legături P-X egal cu 100°. Halogenurile de fosfor (V) sunt bipiramide trigonale cu hibridizare sp3d a orbitalilor atomici de fosfor. Ambele fluoruri de fosfor în condiții normale sunt gaze, PCl3 și PBr3 sunt lichide, iar triiodura, pentaclorura și pentabromura sunt solide. Ultimii doi compuși sunt săruri cu ioni complecși PCl5: +-, PBr5: +Br-. Când sunt încălziți, ambii compuși desprind o moleculă de halogen și se transformă într-o trihalogenură. Halogenurile de fosfor se obțin prin sinteză directă. Doar PF3 - indirect: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Toate halogenurile de fosfor sunt supuse hidrolizei, iar trihalogenurile sunt, de asemenea, capabile de oxidare: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 - oxiclorură de fosfor, se poate obține și prin alte reacții: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl05 + P1014O1 = P14O1. Trihalogenurile adaugă și sulf: PCl3 + S = PSCl3. În soluțiile neapoase sunt posibile reacții: KF + PF5 = K HF (lichid) + PF5 = H - acid hexafluorofosforic, stabil doar în soluție apoasă, comparabil ca tărie cu acidul percloric.

Înapoi567891011121314151617181920Următorul

VEZI MAI MULT:

fosfină. Oxizii de fosfor și acizii fosforici: proprietăți, preparare.

Cuvânt fosfină

Semnificația medico-biologică a fosforului.

Fosfina (hidrogen fosfor, hidrură de fosfor, conform nomenclaturii IUPAC - fosfan PH3) este un gaz incolor, foarte toxic, destul de instabil (în condiții normale) cu un miros specific de pește putred.

Proprietăți fizice

gaz incolor. Puțin solubil în apă, nu reacționează cu ea. La temperaturi scăzute formează un clatrat solid 8РН3·46Н2О. Solubil în benzen, dietil eter, disulfură de carbon. La -133,8 °C, formează cristale cu o rețea cubică centrată pe față.

Molecula de fosfină are forma unei piramide trigonale cu simetrie moleculară C3v (dPH = 0,142 nm, HPH = 93,5o). Momentul dipol este de 0,58 D, semnificativ mai mic decât cel al amoniacului. Legăturile de hidrogen între moleculele de PH3 practic nu se manifestă și, prin urmare, fosfina are puncte de topire și de fierbere mai mici.

]A primi

Fosfina se obține prin reacția fosforului alb cu alcalii fierbinți, de exemplu:

Se poate obține și prin acțiunea apei sau a acizilor asupra fosfurilor:

Clorura de hidrogen, atunci când este încălzită, interacționează cu fosforul alb:

Descompunerea iodurii de fosfoniu:

Descompunerea acidului fosfonic:

sau restaurați-l:

Proprietăți chimice

Fosfina este foarte diferită de omologul său amoniac. Activitatea sa chimică este mai mare decât cea a amoniacului, este slab solubil în apă, deoarece baza este mult mai slabă decât amoniacul. Acesta din urmă se explică prin faptul că legăturile H-P sunt slab polarizate și activitatea perechii singure a fosforului (3s2) este mai mică decât cea a azotului (2s2) în amoniac.

În absența oxigenului, atunci când este încălzit, se descompune în elemente:

se aprinde spontan în aer (în prezența vaporilor de difosfină sau la temperaturi peste 100 °C):

Prezintă proprietăți puternice de restaurare:

Când interacționează cu donatori puternici de protoni, fosfina poate da săruri de fosfoniu care conțin ionul PH4+ (similar cu amoniul). Sărurile de fosfoniu, substanțe cristaline incolore, sunt extrem de instabile, ușor de hidrolizat.

Sărurile de fosfină, ca și fosfina însăși, sunt agenți reducători puternici.

Toxicitate

Fosfina este foarte toxică, acționează asupra sistemului nervos, perturbă metabolismul. MAC = 0,1 mg/m³. Mirosul se simte la o concentrație de 2-4 mg/m³, inhalarea prelungită la o concentrație de 10 mg/m³ este fatală. În sângele uman, conținutul de fosfină nu este mai mare de 0,001 mg/m³.

Se cunosc următorii oxizi de fosfor:

Oxid de fosfor (III) - un compus anorganic binar, oxid de fosfor cu formula P4O6, fulgi albi sau cristale cu miros neplăcut, reacţionează cu apa.

Chitanță

• Oxidarea atentă a fosforului alb cu protoxid de azot sau dioxid de carbon:

• Disproporționarea inversă a oxidului de fosfor (V) și a fosforului alb:

[editează] Proprietăți fizice

Oxidul de fosfor (III) formează fulgi sau cristale albe cu miros neplăcut.

Se dizolvă bine în solvenți organici (benzen, disulfură de carbon).

Instabil la lumină, mai întâi devine galben, apoi se înroșește.

Proprietăți

P4O10 interacționează foarte activ cu apa (forma H absoarbe apa chiar și la explozie), formând amestecuri de acizi fosforici, a căror compoziție depinde de cantitatea de apă și de alte condiții:

De asemenea, este capabil să extragă apă din alți compuși, făcându-l un deshidratator puternic:

Oxidul de fosfor (V) este utilizat pe scară largă în sinteza organică. Reacționează cu amidele, transformându-le în nitrili:

Acizii carboxilici sunt transformați în anhidridele corespunzătoare:

Oxidul de fosfor (V) interacționează, de asemenea, cu alcooli, eteri, fenoli și alți compuși organici. În acest caz, legăturile P-O-P sunt rupte și se formează compuși organofosforici. Reacționează cu NH3 și halogenuri de hidrogen pentru a forma fosfați de amoniu și oxihalogenuri de fosfor:

Când P4O10 este fuzionat cu oxizi bazici, formează diferiți fosfați solizi, a căror natură depinde de condițiile de reacție.

Chitanță

Oxidul de fosfor(V) se obține prin arderea fosforului. Procesul tehnologic are loc în camera de ardere și include oxidarea P elementului cu aer pre-uscat, precipitarea P4O10 și purificarea gazelor de eșapament. Pentoxidul rezultat este purificat prin sublimare.

Produsul tehnic are aspectul unei mase albe asemănătoare zăpezii, constând dintr-un amestec de diferite forme de P4O10.

Aplicație

P4O10 este folosit ca uscător pentru gaze și lichide. Este, de asemenea, un produs intermediar în producția termică a acidului fosforic H3PO4.

Este utilizat pe scară largă în sinteza organică în reacțiile de deshidratare și condensare.

Valoarea fosforului

• fosforul este inclus acizi nucleici, care participă la procesele de creștere, diviziune celulară, stocare și utilizare a informațiilor genetice
• fosforul se găsește în oasele scheletului (aproximativ 85% din cantitatea totală de fosfor din organism)
• fosforul este esențial pentru structura normală a dinților și gingiilor
• asigura buna functionare a inimii si rinichilor
• fosforul este implicat în procesele de acumulare și eliberare de energie în celule
• implicate în transmiterea impulsurilor nervoase
• ajută la metabolismul grăsimilor și amidonului.

Elementul anorganic fosfor, P, se găsește în corpul uman sub formă de compuși ai fosforului - fosfați anorganici și lipide sau nucleotide.

Anterior10111213141516171819202122232425Următorul

Proprietăți fizice

Fosfor P are mai multe modificări alotrope: alb, roșu, negru.

Obținerea fosforului P

Fosfor liber P obtinut din fosfat natural de calciu prin incalzirea cu nisip ( SiO2)și cărbune într-un cuptor electric la temperatura ridicata:

Proprietățile chimice ale fosforului - P

Fosfor alb mai reactiv decât roșu.

Atenție la fosfină!

Se oxidează ușor și se aprinde spontan în aer.

Când este oxidat, fosfor alb străluceșteîn întuneric, energia chimică este transformată în energie luminoasă.

Compuși ai fosforului P cu metale se numesc fosfuri. Ele sunt ușor descompuse de apă pentru a forma gaz. fosfină (PH3).

Fosfina - PH3

4. Cu un exces mare de clor, se formează pentaclorură de fosfor:

Oxizii și acizii fosforului

Fosforul se formează cu oxigenul trei oxizi :

P2O3 - anhidridă de fosfor - oxid de fosfor (SH);

P2O5 - anhidridă fosforică - oxid de fosfor (V);

(P2O4 este tetroxid de fosfor).

P2O3 obținut prin oxidarea lentă a fosforului (cu lipsă de oxigen):

Când este expus la apă rece, se formează acid fosforic – H3PO3.

P2O5 se formează în timpul arderii fosforului în aer (cu un exces de oxigen):

acizi

Anhidridă fosforică P2O5, în funcție de temperatură, poate atașa o cantitate diferită de apă, formând acizi de diferite compoziții:

De cea mai mare importanță este orto acid fosforic -H3PO4.

Se poate obține în felul următor:

1. Fierberea acidului metafosforic:

2. Oxidarea fosforului roșu:

3. Acțiunea acidului sulfuric asupra fosfatului de calciu:

©2015 arhivinfo.ru Toate drepturile aparțin autorilor materialelor postate.

Tutor de chimie

Continuare. Vedea în 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

ACTIVITATEA 30

clasa a 10-a(primul an de studiu)

Fosforul și compușii săi

1. Poziția în tabelul lui D.I. Mendeleev, structura atomului.

2. Poveste scurta descoperiri și originea numelui.

3. Proprietăți fizice.

4. Proprietăți chimice.

5. A fi în natură.

6. Principalele metode de obținere

7. Cei mai importanți compuși ai fosforului.

Fosforul este în subgrupul principal al grupului V sistem periodic D.I. Mendeleev. Formula sa electronică este 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 este R-element. Stări de oxidare caracteristice ale fosforului în compuși –3, +3, +5; cea mai stabilă este starea de oxidare +5. În compuși, fosforul poate fi inclus atât în ​​compoziția cationilor, cât și în compoziția anionilor, de exemplu:

Fosforul și-a primit numele de la proprietatea fosforului alb de a străluci în întuneric. Cuvântul grecesc se traduce prin „aducând lumină”. Fosforul datorează acest nume descoperitorului său - alchimistul Brand, care, fascinat de strălucirea fosforului alb, a ajuns la concluzia că a primit piatra filosofală.

Fosforul poate exista sub forma mai multor modificări alotrope, dintre care cele mai stabile sunt fosforul alb, roșu și negru.

Moleculă fosfor alb (cel mai activ alotrop) are o rețea cristalină moleculară, în nodurile căreia se găsesc molecule P 4 cu patru atomice cu o structură tetraedrică.

Fosforul alb este moale, ca ceara, se topește și fierbe fără descompunere, are un miros de usturoi. În aer, fosforul alb se oxidează rapid (luminează verzui), este posibilă autoaprinderea fosforului alb fin dispersat. Este insolubil în apă (depozitat sub un strat de apă), dar ușor solubil în solvenți organici. Otrăvitoare (chiar și în doze mici, MPC = 0,03 mg/m 3). Are o activitate chimică foarte mare. Când este încălzit fără acces la aer la 250-300 ° C, se transformă în fosfor roșu.

fosfor roșu este un polimer anorganic; macromoleculele P n poate avea atât structuri ciclice cât și aciclice. Diferă foarte mult de fosforul alb prin proprietățile sale: nu este otrăvitor, nu strălucește în întuneric, nu se dizolvă în disulfură de carbon și alți solvenți organici și nu are activitate chimică ridicată. La temperatura camerei, se transformă încet în fosfor alb; când este încălzit la 200 ° C sub presiune, se transformă în fosfor negru.

fosfor negru arata ca grafitul. După structură, este un polimer anorganic, ale cărui molecule au o structură stratificată. Semiconductor. Nu otrăvitoare. Activitatea chimică este mult mai mică decât cea a fosforului alb. Rezistent la aer. Când este încălzit, se transformă în fosfor roșu.

Proprietăți chimice

Cel mai activ din punct de vedere chimic este fosforul alb (dar în practică preferă să lucreze cu fosfor roșu). Poate prezenta proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător în reacții, de exemplu:

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

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

Metale (+/-)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P nu reacționează.

Nemetale (+):

2P + 3I 2PI 3,

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

Oxizi bazici (-).

Oxizi acizi (-).

Alcaline (+):

Acizi (nu agenți oxidanți) (-).

Acizi oxidanți (+):

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

P (cr.) + 5HNO3 (conc.) H3PO4 + 5NO2 + H2O,

2P (cr.) + H2S04 (conc.) 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Săruri (-)**.

În natură, fosforul se găsește sub formă de compuși (săruri), dintre care cei mai importanți sunt fosforitul (Ca 3 (PO 4) 2), clorapatita (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) și fluorapatita (Ca 3 (PO 4) 2). 4) 2 CaF 2). Fosfatul de calciu se găsește în oasele tuturor vertebratelor, determinând rezistența acestora.

Fosforul se obține în cuptoarele electrice prin topirea fosfatului de calciu, nisipului și cărbunelui fără acces la aer:

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

Cei mai importanți compuși ai fosforului sunt: ​​fosfina, oxidul de fosfor(III), oxidul de fosfor(V), acizii fosforici.

F o s f i n

Acest compus hidrogen al fosforului, un gaz incolor cu miros de usturoi-pește, este foarte toxic. Să ne dizolvăm prost în apă, dar ne vom dizolva bine în solvenți organici. Mult mai puțin stabil decât amoniacul, dar un agent reducător mai puternic. Nu are valoare practică.

Pentru a obține fosfină, de obicei nu se utilizează o reacție de sinteză directă din substanțe simple; Cel mai comun mod de a obține fosfină este hidroliza fosfurilor:

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

În plus, fosfina poate fi obținută printr-o reacție de disproporționare între soluțiile de fosfor și alcaline:

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

sau din săruri de fosfoniu:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH4I + NaOH PH3 + NaI + H2O.

Este recomandabil să luați în considerare proprietățile chimice ale fosfinei din două părți.

Proprietăți acido-bazice. Fosfina formează un hidrat instabil cu apa, care prezintă proprietăți de bază foarte slabe:

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

PH 3 + HCI PH 4 Cl,

2PH3 + H2SO4 (PH4)2SO4.

proprietăți redox. Fosfina este un agent reducător puternic:

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)

Oxid P 2 O 3 (formulă adevărată - P 4 O 6) este o substanță cristalină albă, un oxid acid tipic. Când interacționează cu apa la rece, formează acid fosforic (tărie medie):

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

Deoarece acidul fosforic este dibazic, interacțiunea trioxidului de fosfor cu alcalii formează două tipuri de săruri - hidrofosfiți și dihidrofosfiți.

De exemplu:

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.

Dioxidul de fosfor P 2 O 3 este oxidat de oxigenul atmosferic la pentoxid:

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

Trioxidul de fosfor și acidul fosforic sunt agenți reducători destul de puternici. Oxidul de fosfor(III) se obține prin oxidarea lentă a fosforului în absența oxigenului:

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

Oxid fosfor(V) și acizi fosforici

Pentoxid de fosfor P 2 O 5 (formulă adevărată - P 4 O 10) este o substanță cristalină higroscopică albă. În stare solidă și gazoasă, molecula există sub formă de dimer, iar la temperaturi ridicate se monomerizează. Un oxid acid tipic. Este foarte solubil în apă, formând o serie de acizi fosforici:

metafosforic:

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

pirofosforic (difosforic):

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

ortofosforic (fosforic):

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

Pentoxidul de fosfor prezintă toate proprietățile caracteristice oxizilor acizi, de exemplu:

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

P2O5 + 3CaO2Ca3 (P04)2;

poate forma trei tipuri de săruri:

Proprietățile oxidante nu sunt tipice pentru acesta, deoarece. Starea de oxidare +5 este foarte stabilă pentru fosfor. Pentoxidul de fosfor se obține prin arderea fosforului într-o cantitate suficientă de oxigen:

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

Acid ortofosforic H 3 RO 4 este o substanță cristalină incoloră, foarte solubilă în apă, higroscopică. Este un acid tribazic de putere medie; nu are proprietăți oxidante pronunțate. Prezintă toate proprietățile chimice caracteristice acizilor, formează trei tipuri de săruri (fosfați, hidrofosfați și dihidrofosfați):

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

În industrie, acidul fosforic se obține prin extracție:

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

precum si metoda termica:

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.

Metodele de laborator pentru obținerea acidului fosforic includ acțiunea acidului azotic diluat asupra fosforului:

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

interacțiunea acidului metafosforic cu apa când este încălzită:

HPO3 + H20H3P04.

În corpul uman, acidul ortofosforic se formează prin hidroliza adenozin trifosfatului (ATP):

ATP ADP + H3PO4.

Reacția calitativă la ionul fosfat este reacția cu cationul de argint; se formează un precipitat galben, insolubil în medii ușor acide:

3Ag + + \u003d Ag 3 PO 4,

3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4 + 3KNO3.

În plus față de acizii fosforici de mai sus (conțin fosfor în starea de oxidare +5), mulți alți acizi care conțin oxigen sunt cunoscuți pentru fosfor. Iată câțiva dintre cei mai importanți reprezentanți.

Fosfor(HPO2H2) este un acid monobazic de putere medie. Al doilea nume este fosfină:

Sărurile acestui acid sunt numite hipofosfiți sau fosfiți, de exemplu KPO2H2.

Fosfor(H 3 RO 3) - acid dibazic de tărie medie, puțin mai slab decât hipofosforul. Are, de asemenea, un al doilea nume - fosfonic:

Sărurile sale sunt numite fosfiți sau fosfonați, de exemplu K 2 PO 3 H.

Difosforic (pirofosforic)(H 4 P 2 O 7) - un acid tetrabazic de rezistență medie, puțin mai puternic decât ortofosforic:

Sărurile sunt difosfați, de exemplu K4P2O7.

Test pe tema „Fosforul și compușii săi”

1. Eliminați elementul „extra” din cele enumerate conform principiului posibilității de a forma modificări alotropice:

a) oxigen; b) azot;

c) fosfor; d) sulf.

2. Când interacționează 42,6 g de anhidridă fosforică și 400 g de soluție de hidroxid de sodiu 15%, se formează următoarele:

a) fosfat de sodiu;

b) fosfat acid de sodiu;

c) un amestec de fosfat şi hidrogenofosfat de sodiu;

d) un amestec de hidrogenofosfat de sodiu și dihidrogenofosfat.

3. Suma coeficienților din ecuație disociere electrolitică fosfatul de potasiu este:

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

4. Numărul de electroni din nivelul exterior al atomului de fosfor:

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

5. Fosforul, obținut din 33 g de fosfat de calciu tehnic, a fost ars în oxigen. Oxidul de fosfor(V) format a reacţionat cu 200 ml de soluţie de hidroxid de sodiu 10% (densitate 1,2 g/ml) pentru a forma o sare medie. Masa de impurități din proba tehnică de fosfat de calciu (în g) este:

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

6. Numărul de legături - într-o moleculă de acid pirofosforic:

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

7. Numărul de atomi de hidrogen conținuți în 4,48 L (N.O.) de fosfină este:

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

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

8. La o temperatură de 30 ° C, o anumită reacție are loc în 15 s, iar la 0 ° C - în 2 minute. Coeficientul Van't Hoff pentru această reacție:

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

9. Acidul ortofosforic poate reacționa cu următoarele substanțe:

a) oxid de cupru(II); b) hidroxid de potasiu;

c) acid azotic; d) zinc.

10. Suma coeficienților în reacția dintre fosfor și sarea lui Bertolet este:

a) 9; b) 6; c) 19; d) o astfel de reacție este imposibilă.

Cheia testului

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

Sarcini și exerciții pentru fosfor și compușii săi

Lanțuri de rotații:

1. Fosfor -> pentoxid de fosfor -> acid fosforic -> fosfat de calciu ® acid fosforic.

2. Fosfat de calciu -> fosfor -> fosfura de calciu -> fosfina -> pentoxid de fosfor -> acid fosforic -> fosfat dihidrogen de calciu.

3. Fosfat de calciu -> A -> B -> C -> D -> E -> fosfat de calciu. Toate substanțele conțin fosfor, în schemă există trei OVR-uri la rând.

4. Fosfor -> pentoxid de fosfor -> fosfat de calciu -> fosfor -> fosfina -> acid fosforic -> fosfat dihidrogen de calciu.

5. Fosfură de calciu (+ soluție de acid clorhidric) -> A (+ oxigen) -> B (+ hidroxid de sodiu, deficit) -> C (+ hidroxid de sodiu, exces) -> D (+ hidroxid de calciu) -> E.

Un nivel

1. Cu arderea completă a 6,8 g de substanță, s-au obținut 14,2 g pentoxid de fosfor și 5,4 g apă. S-au adăugat 37 ml de soluţie de hidroxid de sodiu 32% (densitate 1,35 g/ml) la produsele de reacţie obţinute. Setați formula substanței de pornire și determinați concentrația soluției rezultate.

Soluţie

Ecuația reacției:

(P205) = 0,1 mol, (H20) = 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.

Prin urmare, formula substanței de pornire este PH 3, iar ecuația reacției:

apoi se formează acid fosforic:

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

Cu alcalii, acidul fosforic poate reacționa după cum urmează:

Să determinăm cantitatea de substanță NaOH în funcție de starea problemei:

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

deci are loc reacția 2.

(Na2HP04) \u003d (H3PO4) \u003d 0,2 mol;

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

m(r-ra) = m(P2O5) + m(H20)+ m(p-ra NaOH) \u003d 14,2 + 5,4 + 37 1,35 \u003d 69,55 g.

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

Răspuns. PH3; (Na2HP04) = 40,83%.

2. Cu electroliza completă a 1 kg de soluție de sulfat de fier (II), 56 g de metal au fost eliberate pe catod. Ce masă de fosfor poate reacționa cu substanța eliberată la anod și care va fi compoziția sării dacă produsul de reacție rezultat este dizolvat în 87,24 ml de soluție de hidroxid de sodiu 28% (densitatea soluției 1,31 g/ml)?

Răspuns. 12,4 g fosfor; fosfat acid de sodiu.

3. 20 g dintr-un amestec de sulfat de bariu, fosfat de calciu, carbonat de calciu și fosfat de sodiu au fost dizolvate în apă. Masa părții insolubile a fost de 18 g. Sub acțiunea acidului clorhidric asupra acesteia s-au eliberat 2,24 l de gaz (n.o.) iar masa reziduului insolubil a fost de 3 g. Determinați compoziția amestecului inițial de săruri în masă .

Răspuns. Na3P04 - 2 g; BaC03 - 3 g;
CaCO3 - 10 g; Ca3 (P04) 3 - 5 g.

4. Câte kg de fosfor se pot obține dintr-o tonă de fosforit care conține 40% impurități? Care este volumul la n.o. luați fosfină derivată din acest fosfor?

Răspuns. 120 kg P; 86,7 m 3 PH 3 .

5. 40 g dintr-un mineral care conține 77,5% fosfat de calciu au fost amestecate cu un exces de nisip și cărbune și încălzite fără aer într-un cuptor electric. Substanța simplă obținută a fost dizolvată în 140 g de acid azotic 90%. Determinați masa de hidroxid de sodiu necesară pentru a neutraliza complet produsul de oxidare al unei substanțe simple.

Răspuns. 24 g NaOH.

Nivelul B

1. Pentru neutralizarea completă a soluției obținute prin hidroliza a 1,23 g de halogenură de fosfor au fost necesari 35 ml de soluție de hidroxid de potasiu 2M. Determinați formula pentru halogenură.

Răspuns. Trifluorura de fosfor.

2. O probă de etanol anhidru care conține 0,5% oxid de fosfor (V) ca impuritate a fost arsă în oxigen suficient. Gazele rezultate au fost separate, iar soluția rezultată a fost încălzită până la încetarea degajării de gaz, după care i s-a adăugat o soluție de hidroxid de potasiu 0,5% egală în masă. Determinați fracțiile de masă ale substanțelor din soluția rezultată.

Răspuns. K2HP04 - 0,261%;
KH2PO4 - 0,204%.

3. La 2 g de amestec de hidrofosfat și dihidrogenofosfat de potasiu, în care fracția de masă a fosforului este de 20%, s-au adăugat 20 g de soluție 2% de acid fosforic. Calculați fracțiile de masă ale substanțelor din soluția rezultată.

Răspuns. KH2P04 - 9,03%;
K2HP04 (restul) - 1,87%.

4. Când un amestec de hidrură și fosfură a unui metal alcalin cu fracțiuni de masă egale a fost tratat cu apă, un amestec de gaze cu o densitate a azotului de 0,2926. Determinați ce metal a fost inclus în compuși.

Răspuns. Sodiu.

5. S-au calcinat 50 g dintr-un amestec de fosfat de calciu și carbonați de calciu și amoniu, rezultând 25,2 g de reziduu solid, la care s-a adăugat apă și apoi s-a trecut un exces de dioxid de carbon. Masa reziduului nedizolvat a fost de 14 g. Se determină masa de carbonat de amoniu din amestecul inițial.

Soluţie

Când amestecul este calcinat, au loc următoarele procese:

1) Ca3 (P04)2;

2)

3) (NH4)2CO32NH3 + CO2 + H2O.

În reziduul solid - Ca3(PO4)2 şi CaO.

După adăugarea apei:

4) Ca3(P04)2 + H20;

5) CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2.

După trecerea dioxidului de carbon:

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

Reziduul nedizolvat este Ca3(PO4)2, prin urmare, m(Ca3(P04)2) = 14 g.

Aflați masa 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(NH4)2C03 = m(amestecuri) - m(Ca 3 (PO 4) 2) - m(CaCO 3) \u003d 50 - 14 - 20 \u003d 16 g.

Răspuns. m(NH 4) 2 CO 3 \u003d 16 g.

Sarcini calitative

1. Compusul A solid, alb, foarte solubil în apă este un acid. Când se adaugă oxidul B la o soluție apoasă A, se formează un compus alb, insolubil în apă C. Ca urmare a calcinării substanței C la temperatură ridicată în prezența nisipului și a cărbunelui, se formează o substanță simplă care face parte din A. Identificați substanțele, scrieți ecuațiile de reacție.

Răspuns. Substanțe: A - H 2 PO 4, B - CaO,
C-Ca3 (P04)2.

2. Un amestec de două solide roșii (A) și culoare alba(B) se aprinde cu frecare mică. Reacția produce două solide albe, dintre care unul (C) se dizolvă în apă pentru a forma o soluție acidă. Dacă la substanța C se adaugă oxid de calciu, se formează un compus alb, insolubil în apă. Identificați substanțele, scrieți ecuațiile de reacție.

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

3. Compusul insolubil în apă A de culoare albă, ca urmare a calcinării la temperatură ridicată cu cărbune și nisip în absența oxigenului, formează o substanță B simplă, care există în mai multe modificări alotrope. Când substanța B este arsă, se formează compusul C, care se dizolvă în apă pentru a forma acidul E, care este capabil să formeze trei tipuri de săruri. Identificați substanțele, scrieți ecuațiile de reacție.

Răspuns. Substanțe: A - Ca 3 (PO 4) 2, B - P,
C-P2O5, E-H3PO4.

* Semnul +/– înseamnă că această reacție nu are loc cu toți reactivii sau în condiții specifice.

** Interesantă este reacția redox (ORD) care apare la aprinderea chibriturilor:

Va urma

Povestea despre compușii gazoși ai fosforului și, în primul rând, despre fosfină, ar trebui să înceapă probabil cu cuvintele: „lumina pâlpâitoare care apare în mlaștini (celebrele „lumini rătăcitoare”) este rezultatul aprinderii spontane a fosfinei”. Ei bine, următoarea definiție este deja de sens enciclopedic: „fosfina sau hidrogen fosfură (PH 3) este un gaz incolor cu miros neplăcut (pește putrezit, usturoi sau carbură industrială), otrăvitor, format în timpul reducerii biochimice a acidului fosforic. esteri, în principal în condiții anaerobe, adică fără acces la oxigen.

Compușii fosforului în natură

Există mulți alți compuși organofosforici gazoși în natură, în moleculele cărora atomul de fosfor P este legat de atomul de carbon C. Există mii de ei. Multe dintre ele fac parte din ecosisteme, inclusiv celule vii ale plantelor și microorganismelor. Cel mai mare grup de compuși Legături C-P descoperit în urmă cu aproximativ cincizeci de ani în obiecte vii.

În sol există și fosfonați - derivați ai compușilor organofosforici cu legături C-P păstrate. Adevărat, sunt puține, nu mai mult de 1-2% din fosforul conținut în materia organică, prin urmare nu pot fi detectate întotdeauna pe terenurile arabile, dar în soluri și pajiști mlăștinoase conținutul lor crește la 3-4%.

În condiții normale (aerobe), compușii naturali ai fosforului organic și mineral sunt fosfații (ortofosfații). Sunt foarte mulți dintre ei. Fosfații organici sunt caracterizați printr-o legătură C-O-P, cu alte cuvinte, carbonul și fosforul sunt conectați printr-un atom de oxigen.

Unul dintre misterele uimitoare ale naturii este că fosfații organici din sistemele vii (de exemplu, în alge și microorganisme) sunt sintetizați și descompuși nu în mod arbitrar, ci conform regulii „secțiunii de aur”, respectând o anumită lege descrisă de celebra serie de Numerele Fibonacci (1, 1 , 2, 3, 5, 8...), în care fiecare termen următor este egal cu suma celor doi anteriori. Armonia naturii se manifestă într-un mod de neînțeles în acumularea și consumul de energie și materie (în special, fosfor) în ecosisteme, descrisă de un raport care este dat aproximativ de coeficientul clasic de „secțiune de aur” de 1,618 (5/3). , 8/5, 13/8 etc.) etc.), adică 62% dintre compușii menționați ar trebui legați și acumulați și doar 38% ar trebui distruși sau volatilizați. Aceste modele afectează ulterior acumularea de humus, și ciclul fosforului și azotului, precum și a fluxurilor gazoase determinate de emisiile și „absorbitorii” de dioxid de carbon CO 2 și „respirația” solului (eliberarea de CO 2 și asimilarea oxigenului O 2). De fapt, în natură există fluctuații ale valorilor numerice ale acestui raport în intervalul 1,3-1,7. Dar, după cum s-a menționat de mai multe ori în scrierile autorului și ale altor oameni de știință, se dovedește a fi mult mai îngrozitor că Motivul principal abaterile și chiar încălcările acestui tipar a devenit activitate antropică.

Unii experți au atras deja atenția asupra faptului că noi pericole ne pot aștepta dacă acest raport tinde spre unitate, adică acumularea și descompunerea se desfășoară cu aceeași intensitate, așa cum se întâmplă, de exemplu, în ciclul carbonului, unde datorită „intervenția” economiei globale, oceanul și biosfera absorb acum doar jumătate din emisiile de carbon (62% ar trebui să fie).

Dar să revenim la fosfină și derivații ei, cu alte cuvinte, la acei compuși organofosforici în care se găsesc împreună cu fosforul și carbonul diverse elemente (azot, sulf, siliciu, molibden etc.) și complexele acestora. În condiții favorabile pentru creșterea microorganismelor (în special, în condițiile mlaștinilor și tundrei în timpul încălzirii observate), compușii organofosforici se descompun cu ajutorul enzimei (catalizatorului) C-P-liazei. Acum se găsește în 9 grupuri de bacterii care se hrănesc cu fosfor, extragându-l din descompunerea compușilor organofosforici. Dar ciupercile și drojdia, care reprezintă 50-70% din microflora totală a ecosistemelor, nu descompun acești compuși. Dimpotrivă, protozoarele, moluștele și ciupercile le sintetizează. Ciupercile pot crește chiar și la concentrații destul de mari de fosfină, doar miceliul lor devine galben.

Aplicație, proprietăți, pericole

Fosfina este otrăvitoare (o concentrație periculoasă care poate duce la moarte este de 0,05 mg/l), iar la o concentrație de 2000 ml/m 3 (2 l/m 3, sau 2 10 -3) provoacă moartea instantanee. Se întâlnește în primul rând în agricultură în timpul dezinfectării grânarelor și al protecției împotriva căpușelor și a altor dăunători în timpul transportului culturilor, în special a culturilor de cereale. Anterior, a fost folosit în mod activ împotriva șobolanilor și șoarecilor din hambare. În Australia, ei apelează la ajutorul lui chiar și în lupta împotriva iepurilor care se reproduc prea rapid. În plus, o serie de erbicide și insecticide conțin compuși organofosforici pe bază de fosfină și derivații săi. Și, în sfârșit, în ultima vreme a fost din ce în ce mai necesar să se ocupe de aceasta în legătură cu distrugerea pe scară largă. arme chimice, prevăzând neutralizarea compușilor organofosforici toxici ai derivaților sarin și soman - fosfină.

Fosfina pură (fără impurități) se aprinde la o temperatură de 150 ° C, se arde cu formarea de acid fosforic toxic, dar în prezența impurităților de difosfină P 2 H 4 sau fosfor gazos P 4 se poate aprinde spontan în aer. Reacția fosfinei cu oxigenul (precum și oxidarea metanului similar - CH 4 și silan - SiH 4) se referă la reacții în lanț ramificat. reacții chimice, adică curge mai repede și poate duce la o explozie. Oxidarea fosfinei are loc la temperatura camerei, dar gazul poate fi stabil la temperatură scăzută. Oxidarea fosfinei poate fi accelerată prin iradierea acesteia cu lumină ultravioletă. Autoaprinderea sa în aer este posibilă la concentrații de 1,7-1,9% (17-19 l/m3) sau 26-27 g/m3. Deci, în ecosistemele de mlaștină, de multe ori trebuie să ne confrunți nu numai cu „incendiile rătăcite” menționate, ci și cu arderea spontană (apropo, incendiile de turbă răspândite sunt de aceeași natură).

Pentru fumigație (pentru a scăpa depozitele de cereale și produse agricole de acarieni și alți dăunători), se folosesc de obicei fosfuri, în special compuși de fosfor cu metale. Reacționând cu umiditatea aerului, fosfurile eliberează fosfină. Tabletele și benzile care conțin fosfuri sunt așezate în unități de depozitare la o rată de 9 g/t de cereale sau alte produse de depozitare pe termen lung, chiar și sunt adăugate la mere. Se crede că fosfina se volatilizează atunci când este aerată, deși conform datelor disponibile în literatura științifică, până la 13% din gazul otrăvitor este absorbit în cerealele furajere. Nu ar trebui doar această împrejurare să facă cineva să trateze o astfel de „dezinfecție” cu precauție extremă?!

Acum, pentru fumigația cerealelor în timpul transportului și depozitării, sunt permise utilizarea a doi compuși - metilbrom și metilfosfină, iar primul este cu un ordin de mărime mai puțin toxic (și eficient) decât al doilea. Folosind acestea din urmă, se presupune în mod tacit că fosfina otrăvitoare, după ce a fost absorbită de conținutul boltei, este extrasă și volatilizată în mod miraculos, otrăvind doar căpușe și alți dăunători. Se pare că mai devreme nu era obișnuit să ne gândim la modul în care această imagine corespunde realității. Între timp, în urmă cu aproape jumătate de secol, s-a constatat că metilfosfina (un amestec de două gaze - metanul CH 4 și fosfina PH 3) este extrem de toxică, aproape ca fosfina însăși.

Metan și fosfină în biosferă

Nu este un secret pentru nimeni că metanul emis din mlaștini este considerat unul dintre principalele gaze cu efect de seră și rămâne subiect de discuții și cercetări active în legătură cu problemele schimbărilor climatice globale. Din păcate, în Rusia concentrația sa în atmosferă este determinată doar la o stație meteo (Teriberka din Peninsula Kola). Dar n-ar strica să-l măsori peste mlaștinile siberiene!

După cum se știe, rezerve uriașe de metan (7·10 11 -3.10 13 tone) au fost conservate în adâncurile pământului, iar 4,10 11 tone dintre acestea se află în zona de permafrost arctic. Pe uscat, metanul se găsește în compușii organici din mlaștini, sedimente și detritus, iar în Oceanul Mondial - în hidrații de gaz care se găsesc sub fund, în condiții de temperaturi scăzute. În Raportul ONU privind schimbările climatice, experții raportează că, în Siberia, eliberarea de metan din mlaștini și permafrost în anul trecut crește rapid. Emisia maximă de metan din solurile de tundră se atinge la 8-10°C, iar la 5°C predomină oxidarea acestuia la CO 2 și apă. Se formează în toate orizonturile solului. Ca urmare a unor studii recente, s-a dovedit că, de exemplu, tundra noastră sudică a tufișurilor (lângă Vorkuta) a servit drept rezervor de carbon doar doi din ultimii cinci ani.

Aceasta este o tendință destul de periculoasă, mai ales dacă ținem cont de faptul că țara noastră reprezintă 2/3 din toate mlaștinile de pe Pământ. Suprafețele noastre de zone umede depășesc suprafața întregului teren agricol: conform datelor din 2003, 343 de milioane de hectare de mlaștini (dintre care 130 de milioane de hectare nu sunt acoperite cu păduri) și 221 de milioane de hectare de teren agricol (din care 123 de milioane de hectare sunt teren arabil).

Și iată cum angajații Universității de Stat din Moscova au evaluat eliberarea de metan în 2007 pe baza rezultatelor măsurătorilor din mlaștinile din regiunea Tomsk. Conform estimărilor lor, valoarea medie a fluxului de metan a fost de aproximativ 10 mg/m2 pe oră. Vara se pot aloca 2,4 kg/ha pe zi, 432 kg/ha pe sezon (6 luni). Și din 130 de milioane de hectare de mlaștini - aproape 60 de milioane de tone.Oxidarea unei astfel de cantități de metan va necesita de două ori mai mult oxigen - 120 de milioane de tone.

Principalul efect „colateral” al emisiilor de metan ar trebui recunoscut ca fiind faptul că în ecosistemele de tundra și mlaștină la temperaturi scăzute, metanul nu numai că reprezintă o cantitate suficientă de carbon care își poate modifica semnificativ conținutul în atmosferă, dar este și strâns asociat cu compuși organofosforici, care sunt prezenți invariabil.în plante, microflora mlaștinilor și a sedimentelor (în principal datorită conexiunii C-P menționate). Iar izolarea sa din acele locuri în care a fost sintetizat anterior, datorită intensificării proceselor de fermentație biochimică odată cu creșterea temperaturii, se produce nu în ultimul rând din cauza descompunerii compușilor pe bază de fosfină. Cu alte cuvinte, gazele CH 4 și PH 3 sunt emise în paralel. Între timp, în timp ce ecologiștii și climatologii monitorizează doar modificările conținutului de CO 2 și CH 4 din atmosferă, iar conținutul de PH 3 nu este luat în considerare de nimeni. Dar în zadar!

Această omisiune se datorează, în parte, faptului că doar câțiva experți cunosc metodele de măsurare a conținutului de fosfor din atmosferă în stare gazoasă. La urma urmei, chiar și în lumea științifică există încă opinia că fosforul în natură există în principal sub formă de fosfați și după hidroliza legăturilor P-O-P, P-O-C și chiar P-C se transformă într-un solid. Fluxurile de fosfor în atmosferă sub formă de compuși volatili de tip PH 3 sunt considerate neglijabile și sunt neglijate. Determinarea conținutului de fosfor eliberat în atmosferă cu fosfină folosind doar metodele obișnuite utilizate pentru detectarea fosforului în compușii solizi distorsionează semnificativ imaginea reală a ciclului fosforului în ecosisteme. În același timp, apariția fosfinei otrăvitoare și spontan combustibile în atmosferă este ignorată.

Amenințarea fosfină: estimări simple

Între timp, cea mai simplă evaluare cantitativă a eliberării de fosfină în ecosisteme poate fi obținută prin studierea zonelor inundate cu apă, simulând pajiști de apă sau orez. Așa cum a fost înființată în Academia Agricolă din Moscova, a avut loc în 1926. K. A. Timiryazev, o serie de șase experimente efectuate în condiții strict controlate, 9,7 mg de fosfor din 1 kg de sol pe oră trece în formă gazoasă (fosfină). Un calcul nu prea complicat da 2,13 kg/ha pe zi. Dar aceasta este aproape la fel de mult cât metanul este eliberat din mlaștini! Prin urmare, pentru sezon obținem 383 kg/ha, iar din întreaga suprafață a mlaștinilor fără copaci (130 de milioane de hectare) - aproximativ 50 de milioane de tone de PH 3 . La oxidarea sa la acid fosforic conform formulei

PH3 + 2O2 → H3PO4

este ușor de observat că va fi necesar de două ori mai mult oxigen - aproape 100 de milioane de tone (pentru metan, aceste valori au fost de 60, respectiv 120 de milioane de tone).

O confirmare indirectă a eliberării fosfinei din sol este studiul fluxurilor de fosfor din orez - de la plantare până la recoltare, pierderea de fosfor în solurile inundate este de 3-8 ori mai mare decât conținutul său în cereale și paie. Îndepărtarea maximă a Р 2 O 5 atinge 100 kg/ha. Compușii organici ai fosforului sunt excretați din sol de 4 ori mai mult decât depozitați în plante. Pierderea totală de fosfor din stratul superior (20 cm) de sol, conform diverselor estimări, este de 960-2940 kg/ha. Există dovezi că atunci când orezul este cultivat pe controale inundate timp de 32 de ani, mai mult de jumătate din humus se pierde din sol și, odată cu acesta, desigur, se efectuează azotul și fosforul.

Acest lucru se poate întâmpla și din cauza eliberării formelor lor gazoase - amoniac (NH 3) și fosfină (PH 3). Se știe de mult că, din punct de vedere al proprietăților chimice, aceștia sunt analogi structurali chimici. Repet, determinarea fosforului și azotului doar sub formă minerală, ignorând componentele gazoase nu reflectă adevăratele procese din ecosisteme, mai ales în condiții anaerobe. În special, în studii recente a fost obținută confirmarea directă că fosforul este eliberat împreună cu metanul în ecosistemele de mlaștină.

Revenind la discuțiile despre posibila subestimare a conținutului de fosfină din atmosferă, trebuie menționat că nu numai mlaștinile din nord sau tropice, ci și plantații extinse de orez (în primul rând în India, China, Japonia și țările din Asia de Sud-Est). ) poate aduce o contribuție semnificativă.

În literatura științifică există dovezi că până la 3,5 kg/ha de fosfor cade pe pământ cu precipitații. Cu alte cuvinte, acesta este doar aproximativ 1% din fosforul care se estimează a fi îndepărtat din sistemele de mlaștină sau din solurile inundate de fosfină în atmosferă (383 kg/ha), restul de 99% pare a fi oxidat, precipitat sau descompus rapid. (de exemplu, ca urmare a hidrolizei) în straturile de suprafață ale aerului, litosferă și biosferei, asigurând redistribuirea fosforului pe suprafața pământului.

Desigur, fosfina, ca și metanul, se află în atmosferă, dar trebuie să admitem că ciclul fosforului a fost studiat mult mai rău decât ciclul azotului sau carbonului. Compușii fosforici foarte activi în prezența oxigenului se transformă rapid în complexe neutre, fosfați „inofensivi”. În plus, fosforul este de obicei rar în ecosisteme, adică este prezent în concentrații scăzute. Prin urmare, repet, încercările de a lua în considerare fosforul doar sub formă de fosfați pot duce la o denaturare vizibilă a adevăratului său rol în ecosisteme. Și la ce poate duce o subestimare a acestui rol se vede clar, de exemplu, din mlaștinile drenate necugetat anterior, care se aprind ușor în anii secetoși din cauza metanului (CH 4), silanului (SiH 4) și fosfinei (PH 3).

Conform rezultatelor măsurătorilor la stația meteorologică Teriberka menționată mai sus, s-a constatat că în 1990 48,8 milioane de tone de metan au fost emise în atmosferă de pe teritoriul Rusiei (amintim, estimările noastre pentru întreaga zonă a mlaștinilor fără copaci). s-a ridicat la aproximativ 60 de milioane de tone). Pentru 1996-2003 cea mai mare concentrație a fost înregistrată în 2003. Anul acesta a fost cel mai cald pentru toată Rusia, în special vara și toamna în zonele de mlaștină și tundra (Yakutia, Siberia de Vest) - în medie, temperatura aici s-a dovedit a fi cu aproape 6 ° C mai mare decât cea pe termen lung. În aceste condiții, s-a observat simultan o scădere de vară a conținutului de ozon O 3 din amonte peste nordul Rusiei cu 5-10% simultan. Dar vara, aici sunt accelerate procesele de fotosinteză și de formare a oxigenului. Prin urmare, este evident că aici a fost consumat intens ozon pentru a oxida cantitatea crescută de metan și fosfină în condițiile calde ale anului 2003.

De la fosfină la oxigen: unele statistici și filozofie

Nu este un secret pentru nimeni că, datorită celor mai bogate resurse biologice, Rusia s-a obișnuit deja să fie considerată donatorul de oxigen al lumii. Potrivit experților, pe teritoriul său se formează anual 8130 de milioane de tone de O2. Se pare că nu vom păcătui prea mult împotriva adevărului, presupunând că procesul de fotosinteză, care este responsabil pentru formarea acestei mase de oxigen, respectă „legea armoniei universale” menționată mai sus – regula „secțiunii de aur” . La urma urmei, 1,47 tone de dioxid de carbon, 0,6 tone de apă și 3,84 Gcal de energie solară sunt cheltuite pentru formarea a 1 tonă de materie organică în timpul fotosintezei și sunt eliberate 1,07 tone de oxigen. Raportul dintre cantitatea de CO 2 absorbită și O 2 eliberat (1,47: 1,07) nu este atât de diferit de „cel de aur”.

Potrivit unor estimări publicate, consumul de oxigen în Rusia (respirație, arderea combustibilului și alte nevoi industriale) este de 2784 milioane de tone. Apoi „producția” sa de către Rusia depășește consumul său cu 5346 milioane de tone. Dar în alte calcule, care iau în considerare consumul de oxigen de către microfloră (fost al solului total) pentru „respirație”, excesul rusesc de producție de oxigen față de consumul său este deja cu un ordin de mărime mai mic - 560 milioane tone.gaz și oxigen consumat. Pe terenurile virgine, valoarea acestei valori este apropiată de 1,58, iar pe terenurile arabile fluctuează între 1,3-1,75 - cu alte cuvinte, oxigenul este cheltuit „economic” (42-37%) în procesul de „respirație” a sol (42-37%), iar dioxidul de carbon este eliberat mai mult (58-63%). Dacă pornim de la valoarea medie a „secțiunii de aur” de 1,52 pentru raportul CO 2: O 2, atunci cu emisia de CO 2 din solurile Rusiei se consumă 10409 milioane de tone de oxigen, alte 6848 milioane de tone de oxigen sunt consumate. pentru „respirația” solurilor rusești (estimări din 2004 bazate pe angajații datelor Institutului de Probleme Fundamentale de Biologie al Academiei Ruse de Științe, în special, V. N. Kudeyarov).

Un fel de „proporție de aur” se observă, de asemenea, între chiuveta de CO 2 și emisia acestuia la scara Rusiei. Raportul dintre chiuvetă, care este de 4450 de milioane de tone pe an (în termeni de carbon) și emisie (2800 de milioane de tone - în aceleași unități) se dovedește a fi egal cu 1,59, adică surprinzător de aproape de „aur”. Ei bine, atâta timp cât nu există un exces de CO 2 peste Rusia în ansamblu, ecosistemele noastre absorb mai mult decât emitem noi, pădurile noastre ne salvează și ne acoperă „păcatele”. Dar în ultimii ani (în primul rând în Nord), s-a observat din ce în ce mai mult că ecosistemele nu pot face față „planului” de absorbție și raportul notat este încălcat.

Cu toate acestea, este mult mai important ca, după cum reiese dintr-o serie de estimări, în Rusia consumul total de oxigen pe an pentru nevoile noastre (2784 milioane de tone), respirația solului (6848 milioane de tone) și oxidarea metanului și fosfinei (220). milioane de tone) se apropie de 10 miliarde de tone, ceea ce este cu aproape 2 miliarde de tone mai mult decât produc toate pădurile noastre. Iar acest trist echilibru mi se pare o problemă mult mai serioasă decât tranzacționarea așteptată cu cote. De dragul conservării mediu inconjuratorși biosferei planetei, ale cărei resurse le cheltuim astăzi cu 25% mai mult decât au timp să le recupereze, trebuie să realizăm în sfârșit că, fără a limita consumul, noi și descendenții noștri pur și simplu nu putem supraviețui. Și nu în ultimul rând, este vorba de oxigen. Se pare că există mult în atmosferă (21%), dar nu ar trebui permis ca pe Pământ să se consume mai mult decât se produce.

Rezumând

Nu este un secret pentru nimeni că, în ultimii 100 de ani, ca urmare a activității umane necugetate și a ignorării legilor naturii, emisiile de dioxid de carbon în atmosferă (și conținutul său de acolo), conform diferitelor estimări, au crescut cu 25-35% . Una dintre consecințele prost calculate ale încălzirii globale poate fi o intensificare bruscă a proceselor biochimice în zonele naturale de mlaștini și permafrost. În același timp, nu numai emisia de metan (acest lucru este deja aproape evident) poate crește brusc, ci și gazele care sunt puțin studiate în ceea ce privește efectul lor asupra biosferei: amoniac, silan și fosfină, care vor necesita mult oxigen pentru oxidare și neutralizare. Dar nici efectele de feedback nu sunt pe deplin analizate (de exemplu, o eliberare mai intensă de metan va accelera o creștere suplimentară a concentrației de CO 2 în atmosferă, care, la rândul său, poate duce la o încetinire bruscă a fotosintezei). După cum reiese din studii recente, rolul compensator al fotosintezei în pădurile boreale s-a slăbit considerabil în anii 1990. Dar înainte de a se stabili cu fermitate că copacii de la toate latitudinile au contribuit în mod fiabil la fotosinteză și asimilarea CO 2 . Tendință periculoasă! Iar exemplele de astfel de „metamorfoze” ale pădurilor se înmulțesc an de an.

În prezent, nu știm aproape nimic despre izolarea și oxidarea silanului (SiH 4) menționat de mai multe ori în acest articol. Între timp, toate plantele de mlaștină, cerealele și microorganismele sunt bogate în siliciu organic. În turba mlaștinilor ridicate - 43% SiO 2, tranzitorie - 28%, câmpie - 21%. Până în prezent, există doar dovezi fragmentare că silanul în combinație cu fosfina formează complexe insuficient studiate - sililfosfine. Procesele de izolare a silanului, oxidarea acestuia și combinarea cu alte elemente necesită un studiu serios.

Și în concluzie - un complot cu aspect fantastic care ar trebui să-i facă pe toți cei care nu și-au pierdut încă această abilitate. În stratul de suprafață al atmosferei, din cauza creșterii rapide a conținutului de dioxid de carbon și a altor gaze „moarte”, în viitorul previzibil, poate exista o lipsă de oxigen nu numai din cauza încetinirii fotosintezei, a creșterii în consum pentru oxidare, ardere şi respiraţie, dar şi din cauza gazelor otrăvitoare „ecran” care interferează cu afluxul de O 2 din straturile superioare ale atmosferei.

Timp de miliarde de ani, baza întregii vieți de pe Pământ a fost fotosinteza, care a furnizat în mod regulat planetei oxigen. Din păcate, așa cum subliniază pe bună dreptate unii cercetători, pentru prima dată în istorie, civilizația modernă pare să fi reușit să încetinească umplerea atmosferei cu oxigen și să fi adus natura în punctul de bifurcare. Va supraviețui ea?

Vezi, de exemplu: Yeldyshev Yu.N. Metanul este vinovat de încălzirea globală? // Ecologie și viață, 2007, nr. 11, p. 45; Schimbările climatice: fapte și factori // Ecologie și viață, 2008, nr.3, p. 44.
Vezi, de exemplu, articolul Kravchenko I.K. în revista „Microbiology”, nr. 6, 2007.