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

Пари фосфору за цієї температури майже повністю складаються з молекул Р 2 , які за охолодженні конденсуються в молекули Р ​​4 .

При конденсації парів утворюється білий (жовтий) фосфор, який складається з молекул Р 4 мають форму тетраедра. Це дуже реакційна м'яка воскоподібна речовина блідо-жовтого кольору, розчинна в сірковуглецю і бензолі. На повітрі фосфор спалахує при 34 о С. Він має унікальну здатність світитися в темряві за рахунок повільного окислення до нижчих. Саме білий фосфор і був свого часу виділений Брандом.

Якщо білий фосфор нагрівати без доступу повітря, він переходить у червоний (вперше його отримали лише 1847 р.). Назва червоний фосфорвідноситься одразу до кількох модифікацій, що відрізняються за щільністю та забарвленням: вона коливається від помаранчевої до темно-червоної і навіть фіолетової. Всі різновиди червоного фосфору нерозчинні в органічних розчинниках, у порівнянні з білим фосфором вони менш реакційноздатні (займисті на повітрі при t>200 про С) і мають полімерну будову: це тетраедри Р 4 пов'язані один з одним в нескінченні ланцюги. Дещо відмінний від них «фіолетовий фосфор», який складається з угруповань Р 8 і Р 9 , покладених у довгі трубчасті структури з п'ятикутним перетином.

При підвищеному тискубілий фосфор переходить у чорний фосфорпобудований з об'ємних шестикутників з атомами фосфору у вершинах, пов'язаних один з одним у шарі. Вперше це перетворення здійснив 1934 р. американський фізик Персі Вільямс Бріджмен. Структура чорного фосфору нагадує графіт з тією лише різницею, що шари, утворені атомами фосфору, не плоскі, а «гофровані». Чорний фосфор – це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні без доступу повітря він, як і червоний, перетворюється на пару, з якої конденсується білий фосфор.

Білий фосфор дуже отруйний: смертельна доза близько 0,1 р. Через небезпеку самозаймання повітря його зберігають під шаром води. Червоний і чорний фосфор менш отруйні, тому що нелеткі і практично нерозчинні у воді.

Хімічні властивості

Найбільш хімічно активним є білий фосфор (у рівняннях реакцій за участю білого фосфору для простоти записують як Р, а не Р 4 тим більше, що аналогічні реакції можливі і за участю червоного фосфору, молекулярний склад якого невизначений). Фосфор безпосередньо з'єднується з багатьма простими та складними речовинами. У хімічних реакціях фосфор, як і може бути і окислювачем, і відновником.

Як окислювачфосфор взаємодіє з багатьма з утворенням фосфідів, наприклад:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2

P + 3Na = Na 3 P

Зверніть увагу, що безпосередньо з фосфором практично не з'єднується.

Як відновникфосфор взаємодіє з , галогенами, сіркою (тобто з електронегативними неметалами). При цьому, залежно від умов проведення реакцій, можуть утворюватися як сполуки фосфору (III), так і сполуки фосфору (V).

а) при повільному окисленні або при нестачі кисню фосфор окислюється до оксиду фосфору (III) або фосфористого ангідриду Р 2 Про 3:

4Р + 3О 2 = 2Р 2 О 3

При згорянні фосфору надлишку (або повітря) утворюється оксид фосфору (V), або фосфорний ангідрид Р 2 Про 5:

4Р + 5О 2 = 2Р 2 Про 5

б) залежно від співвідношення реагентів при взаємодії фосфору з галогенами та сіркою утворюються відповідно галогеніди та сульфіди три- та пятивалентного фосфору; наприклад:

2Р + 5Cl 2(ізб.) = 2PCl 5

2P + 3Cl 2(недост.) = 2PCl 3

2P + 5S (поз.) = P 2 S 5

2P + 3S (недост.) = P 2 S 3

Слід зазначити, що з йодом утворює фосфор тільки з'єднання PI3.

Роль відновника фосфор грає в реакціях із кислотами-окислювачами:

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

- З концентрованою азотною кислотою:

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

- З концентрованою сірчаною кислотою:

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

З іншими кислотами фосфор не взаємодіє.

При нагріванні з водними розчинами фосфор піддається диспропорціонування, наприклад:

4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2

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

Крім фосфіну РН 3 в результаті цих реакцій утворюються солі фосфорнуватої кислоти Н 3 РО 2 - гіпофосфіти, в яких фосфор має характерний ступінь окислення +1.

Застосування фосфору

Основна частина виробленого у світі фосфору витрачається виробництво фосфорної кислоти, з якої отримують добрива та інші продукти. Червоний фосфор використовується при виготовленні сірників, міститься в масі, яка наноситься на сірникову коробку.

Фосфін

Найбільш відомим водневим з'єднанням фосфору є фосфін РН 3 . Фосфін – безбарвний газ із часниковим запахом, дуже отруйний. Добре розчинний в органічних розчинниках. На відміну від аміаку малорозчинний у воді. Практичного значення фосфін немає.

Отримання

Вище було розглянуто спосіб отримання фосфіну при взаємодії фосфору з водяними розчинами. Інший спосіб – дія соляної кислоти на фосфіди металів, наприклад:

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

Хімічні властивості

1. Кислотно – основні властивості

Будучи малорозчинним у воді, фосфін утворює з нею нестійкий гідрат, який виявляє дуже слабкі основні властивості:

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

Солі фосфонію утворюються тільки з:

PH 3 + HCl = PH 4 Cl

PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4

1. Окисно-відновні властивості

Весь перелік рефератів можна переглянути

*на зображенні запису фотографія білого фосфору

ВИЗНАЧЕННЯ

Фосфін(гідрид фосфору, монофосфан) у звичайних умовах є безбарвним газом, погано розчинним у воді і не реагує з нею.

Брутто-формула – PH 3 (будова молекули показана на рис. 1). Молярна маса фосфіну дорівнює 34,00 г/моль.

Рис. 1. Будова молекули фосфіну із зазначенням валентного кута та довжини хімічного зв'язку.

За низьких температур утворює твердий кларат 8PH 3 ×46H 2 O. Щільність - 1,5294 г/л. Температура кипіння - (-87,42 o C), плавлення - (-133,8 o C).

В ОВР є сильним відновником, окислюється концентрованою сірчаною та азотною кислотами, йодом, киснем, пероксидом водню, гіпохлоритом натрію. Донорні властивості виражені значно слабше, ніж у аміаку.

PH3, ступеня окислення елементів у ньому

Щоб визначити ступеня окиснення елементів, що входять до складу фосфіну, спочатку необхідно розібратися з тим, для яких елементів ця величина точно відома.

Фосфін - це тривіальна назва гідриду фосфору, а, як відомо, ступінь окислення водню в гідридах дорівнює (+1). Для знаходження ступеня окислення фосфору приймемо її значення за «х» та визначимо його за допомогою рівняння електронейтральності:

x + 3×(+1) = 0;

Значить ступінь окислення фосфору у фосфіні дорівнює (-3):

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте ступені окислення кислотоутворюючих елементів у таких сполуках: HNO 2 , H 2 CO 3 , H 4 SiO 4 , HPO 3 .
Рішення	У зазначених сполуках кислотоутворюючими елементами є азот, вуглець, кремній та фосфор. Ступінь окиснення кисню дорівнює (-2), а водню - (+1). Приймемо за «х» ступінь окислення кислотоутворюючого елемента та за допомогою рівняння електронейтральності знайдемо її значення: 1 + x + 2×(-2) = 0; Ступінь окиснення азоту дорівнює (+3). 2×(+1) + x + 3×(-2) = 0; Ступінь окиснення вуглецю дорівнює (+4). 4×(+1) + x + 4×(-2) = 0; Ступінь окислення кремнію дорівнює (+4). 1 + х + 3×(-2) = 0; Ступінь окиснення фосфору дорівнює (+5).
Відповідь	HN +3 O 2 , H 2 C +4 O 3 , H 4 Si +4 O 4 , HP +5 O 3

ПРИКЛАД 2

Завдання	Найбільший ступінь окислення залізо виявляє у поєднанні: K 4; K 3; Fe(OH) 2 .
Рішення	Для того, щоб дати правильну відповідь на поставлене питання почергово визначатимемо ступінь окислення заліза в кожному із запропонованих сполук за допомогою рівняння електронейтральності. а) Ступінь окислення калію завжди дорівнює (+1). Ступінь окислення вуглецю в ціанід-іоні дорівнює (+2), а азоту - (-3). Приймемо за «х» значення ступеня окиснення заліза: 4×1 + х + 6×2 + 6× (-3) = 0; б) Ступінь окислення калію завжди дорівнює (+1). Ступінь окислення вуглецю в ціанід-іоні дорівнює (+2), а азоту - (-3). Приймемо за «х» значення ступеня окиснення заліза: 3×1 + х + 6×2 + 6× (-3) = 0; в) Ступінь окиснення кисню в оксидах (-2). Приймемо за «х» значення ступеня окиснення заліза: г) Ступені окиснення кисню та водню рівні (-2) та (+1) відповідно. Приймемо за «х» значення ступеня окиснення заліза: x + 2×(-2) + 2× 1 = 0; Найбільший ступінь окислення заліза дорівнює (+3) та її воно виявляє у поєднанні складу K 3 .
Відповідь	Варіант 2

Найближче джерело каменю, що містить фосфін, був зазначений на картах, і Давид відправив туди робочу групу синіх і зелених вершників, які мали розпочати заготівлю вогняного каменю.

Тепер їм були відомі всі хитрощі ворога, вони навчилися оцінювати особливості атак, дізналися, як зберігати сили вершників і звірів, як оберігатися від парів. фосфінута ударів Ниток.

Вогняні струмені фосфіну, що вивергалися драконами, утворювали в повітрі світловий візерунок, що безперервно змінювався.

Вершники виявили поклади фосфінуна плато десь між річкою Малай та Садридом.

Поки дракон прилаштовував своє громіздке тіло на такому невідповідному посадковому майданчику, його широкі крила гнали вздовж подвір'я пахне фосфіномповітря.

Потім відмирав смердючі фосфіномштани та сорочку і сушив їх на сонці, розвісивши по кущах.

Коли Джексом увійшов до себе, прямуючи змінити смердючий фосфіномльотний костюм, йому попався на очі нарис бухти, все ще розкладений на робочому столі.

Джексом сунув Руту в пащу його порцію і, як завжди відчуваючи внутрішній трепет, почав слухати, як потужні зуби дракона дроблять насичений фосфіномкамінь.

Ступінь окислення в PH3

Загальні відомості про фосфін та ступінь окислення в PH3

Брутто-формула – PH3 (будова молекули показано нарис. 1). Молярна маса фосфіну дорівнює 34,00 г/моль.

Значення слова фосфін

1. Будова молекули фосфіну із зазначенням валентного кута та довжини хімічного зв'язку.

За низьких температур утворює твердий кларат 8PH3×46H2O. Щільність – 1,5294 г/л. Температура кипіння - (-87,42 o C), плавлення - (-133,8 o C).

В ОВР є сильним відновником, окислюється концентрованою сірчаною та азотною кислотами, йодом, киснем, пероксидом водню, гіпохлоритом натрію. Донорні властивості виражені значно слабше, ніж у аміаку.

PH3, ступеня окислення елементів у ньому

Щоб визначити ступеня окиснення елементів, що входять до складу фосфіну, спочатку необхідно розібратися з тим, для яких елементів ця величина точно відома.

Фосфін - це тривіальна назва гідриду фосфору, а, як відомо, ступінь окислення водню в гідридах дорівнює (+1). Для знаходження ступеня окислення фосфору приймемо її значення за «х» та визначимо його за допомогою рівняння електронейтральності:

x + 3×(+1) = 0;

Значить ступінь окислення фосфору у фосфіні дорівнює (-3):

Приклади розв'язання задач

3. Молекули. Хімічний зв'язок. Будова речовин

Хімічні частинки, утворені з двох або кількох атомів, називаються молекулами(реальними чи умовними формульними одиницямибагатоатомних речовин). Атоми у молекулах хімічно пов'язані.

Під хімічним зв'язком розуміють електричні сили тяжіння, що утримують частки один біля одного. Кожен хімічний зв'язок у структурні формулипредставляється валентною рисою,наприклад:

H – H (зв'язок між двома атомами водню);

H3N – Н+ (зв'язок між атомом азоту молекули аміаку та катіоном водню);

(К+) – (I-) (зв'язок між катіоном калію та йодид-іоном).

Хімічний зв'язок утворюється парою електронів ( ), яка в електронних формулах складних частинок (молекул, складних іонів) зазвичай замінюється валентною рисою, на відміну від власних, неподілених електронних пар атомів, наприклад:

Хімічний зв'язок називається ковалентний,якщо вона утворена шляхом узагальнення пари електронів обома атомами.

У молекулі F2 обидва атоми фтору мають однакову електронегативність, отже, володіння електронною парою їм однаково. Такий хімічний зв'язок називають неполярним, тому що у кожного атома фтору. електронна щільністьоднакова і в електронної формулимолекули може бути умовно розділена між ними порівну:

У молекулі хлороводню НСl хімічний зв'язок вже полярна,оскільки електронна щільність на атомі хлору (елемента з більшою електронегативністю) значно вища, ніж на атомі водню:

Ковалентний зв'язок, наприклад, Н – Н, може бути утворений шляхом узагальнення електронів двох нейтральних атомів:

H · + · H > H - H

H H

Такий механізм утворення зв'язку називається обміннимабо рівноцінним.

За іншим механізмом той самий ковалентний зв'язок H – H виникає при узагальненні електронної пари гідрид-іону H катіоном водню Н+:

H+ + (:H)-> H – H

H H

Катіон Н+ у цьому випадку називають акцептором,а аніон Н - Доноромелектронної пари. Механізм утворення ковалентного зв'язку при цьому буде донорно-акцепторним,або координаційним.

Одинарні зв'язки (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) називаються а-зв'язками,вони визначають геометричну форму молекул.

Подвійні та потрійні зв'язки () містять одну?-складову та одну або дві?-складові; ?-складова, що є основною і умовно утворюється першою, завжди міцніше?-складових.

Фізичними (реально вимірюваними) характеристиками хімічного зв'язку є її енергія, довжина та полярність.

Енергія хімічного зв'язку (Есв) - це теплота, яка виділяється при утворенні даного зв'язку і витрачається на її розрив. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди слабшеніж кратна (подвійна, потрійна).

Довжина хімічного зв'язку (lсв) - міжядерна відстань. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди довшеніж кратна.

Полярністьзв'язку вимірюється електричним дипольним моментом р- Добутком реального електричного заряду (на атомах даного зв'язку) на довжину диполя (т. Е.).

фосфор. Фосфін

довжину зв'язку). Чим більший дипольний момент, тим вища полярність зв'язку. Реальні електричні заряди на атомах у ковалентному зв'язку завжди менші за значенням, ніж ступеня окислення елементів, але збігаються за знаком; наприклад, для зв'язку H+I-Cl-I реальні заряди дорівнюють Н+0'17-Сl-0'17 (двополюсна частка, або диполь).

Полярність молекулвизначається їх складом та геометричною формою.

Неполярними (р = O) будуть:

а) молекули простихречовин, оскільки вони містять лише неполярні ковалентні зв'язки;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їхня геометрична форма симетрична.

Наприклад, молекули СО2, BF3 і СН4 мають такі напрямки рівних (за довжиною) векторів зв'язків:

При складанні векторів зв'язків їх сума завжди перетворюється на нуль, і молекули загалом неполярні, хоча містять полярні зв'язку.

Полярними (р> O) будуть:

а) двоатомнімолекули складнихречовин, оскільки вони містять лише полярні зв'язки;

б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їхня будова асиметрично,тобто їх геометрична форма або незавершена, або спотворена, що призводить до появи сумарного електричного диполя, наприклад, у молекул NH3, Н2О, HNО3 і HCN.

Складні іони, наприклад NH4+, SO42- і NO3-, не можуть бути диполями в принципі, вони несуть лише один (позитивний чи негативний) заряд.

Іонний зв'язоквиникає при електростатичному тяжінні катіонів та аніонів майже без узагальнення пари електронів, наприклад між К+ та I-. У атома калію – нестача електронної щільності, у атома йоду – надлишок. Такий зв'язок вважають граничнимвипадком ковалентного зв'язку, оскільки пара електронів перебуває практично у володінні аніон. Такий зв'язок найбільш характерний для сполук типових металів і неметалів (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) та речовин класу солей (NaNО3, K2SО4, СаСО3). Всі ці сполуки за кімнатних умов є кристалічними речовинами, які об'єднують загальною назвою іонні кристали(кристали, побудовані з катіонів та аніонів).

Відомий ще один вид зв'язку, званого металевим зв'язком,в якій валентні електрони так неміцно утримуються атомами металів, що фактично не належать до конкретних атомів.

Атоми металів, що залишилися без зовнішніх електронів, що чітко належать їм, стають як би позитивними іонами. Вони утворюють металеві кристалічні грати.Сукупність узагальнених валентних електронів ( електронний газ)утримує позитивні іони металу разом та у певних вузлах решітки.

Крім іонних та металевих кристалів існують ще атомніі молекулярнікристалічні речовини, у вузлах ґрат яких знаходяться атоми або молекули відповідно. Приклади: алмаз і графіт – кристали з атомними гратами, йод I2 та діоксид вуглецю СO2 (сухий лід) – кристали з молекулярними гратами.

Хімічні зв'язки існують не тільки всередині молекул речовин, але можуть утворюватися і між молекулами, наприклад, для рідкого HF, води Н2O та суміші H2O + NH3:

Водневий зв'язокутворюється за рахунок сил електростатичного тяжіння полярних молекул, що містять атоми самих електронегативних елементів - F, О, N. Наприклад, водневі зв'язки є в HF, Н2O і NH3, але їх немає в HCl, H2S та РН3.

Водневі зв'язки малостійкі і розриваються досить легко, наприклад, при плавленні льоду та кипінні води. Однак на розрив цих зв'язків витрачається деяка додаткова енергія, і тому температури плавлення (табл. 5) та кипіння речовин із водневими зв'язками

(наприклад, HF та Н2O) виявляються значно вищими, ніж у подібних речовин, але без водневих зв'язків (наприклад, HCl та H2S відповідно).

Багато органічних сполук також утворюють водневі зв'язки; Важливу роль водневий зв'язок грає у біологічних процесах.

Приклади завдань частини А

1. Речовини лише з ковалентними зв'язками – це

1) SiH4, Сl2O, СаВr2

2) NF3, NH4Cl, P2O5

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

4) CCl2O, I2, N2O

2–4. Ковалентний зв'язок

2. одинарна

3. подвійна

4. потрійна

присутній у речовині

5. Кратні зв'язки є в молекулах

6. Частинки, які називають радикалами, – це

7. Один із зв'язків утворений за донорно-акцепторним механізмом у наборі іонів.

8. Найбільш міцнаі коротказв'язок – у молекулі

9. Речовини лише з іонними зв'язками – у наборі

10–13. Кристалічні грати речовини

1) металева

3) атомна

4) молекулярна

Сполуки фосфору.

Р-3. Фосфіди металів є іонно-ковалентними сполуками. Фосфіди s-металів (крім Be) та лантаноїдів — іонні солеподібні сполуки, вони легко гідролізуються водою та кислотами: Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2PH3 Na3P + 3HCl = 3NaCl + PH3. Фосфіди d-елементів – металоподібні хімічно інертні сполуки. Виняток становлять фосфіди металів І та ІІ груп, побічних підгруп, які також є солеподібними, але з великою домішкою ковалентності. Фосфор не дає стійких сполук із сурмою, вісмутом, свинцем та ртуттю.

З'єднання фосфору з воднем називають фосфідом водню, хоча електронегативність цих елементів практично рівні. З'єднання має формулу РН3, називається фосфін. Це надзвичайно отруйний газ із неприємним часниковим запахом, tкіп=-88°С. Водневі зв'язки між молекулами фосфіну в рідині та між молекулами води та фосфіну при розчиненні відсутні, тому температура кипіння невелика і у воді фосфін практично не розчиняється. Молекула є пірамідою з атомом фосфору у вершині і кутом 93,5° між зв'язками Р-Н, що вказує на відсутність гібридизації атомних орбіталей фосфору при утворенні цієї сполуки. Зв'язки утворені майже чистими р-орбіталями. Неподілена електронна пара фосфору залишається на 3s-орбіталі, тому фосфін є слабкою основою та слабким комплексоутворювачем взагалі. Катіон фосфонію утворюється тільки з найсильнішими кислотами в безводному середовищі (HJ, HClO4, HBF4), наприклад PH3 + HJ = PH4J. Вода легко розкладає фосфонію солі. Фосфін виявляє сильні відновлювальні властивості: PH3 + 2O2 = H3PO4 (при 150°С ця реакція відбувається з вибухом), PH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag↓ + H2(PHO3) + 6AgNO3 PH3 + 3J2 + 3H2O . Синтез фосфіну з простих речовин не здійснити, оскільки зв'язок Р-Н недостатньо міцний через свою довжину і через незначний вклад електростатичної складової. Тому фосфін отримують гідролізом фосфідів металів або розчиненням фосфору в лугу (наведені вище реакції).

Основними сполуками фосфору в його позитивних ступенях окислення є оксиди, кислоти, що містять кисень і галогеніди. Доцільно розглянути їх окремо.

Оксиди фосфору– Р4О6 і Р4О10 – кислотні оксиди, мають молекулярну будову, є твердими речовинами (tпл(Р4О6)=23,8°С, молекулярна модифікація Р4О10 виганяється при 3590С, а полімерна модифікація плавиться при 580°С), обидва розчин гідроксиди, що є кислотами, фосфористою та ортофосфорною, відповідно. Оксид фосфору (V) дуже гігроскопічний, поглинає вологу з повітря, тому використовується як осушувач, а також як водовіднімний засіб: Р2О5 + HNO3 = HPO3 + N2O5, при цьому утворюється метафосфорна кислота або поліфосфорні кислоти - (HPO3)3-4. Оксид фосфору (III), в якому фосфор знаходиться в проміжному ступені окислення, здатний до реакцій подальшого окислення і до реакцій диспропорціонування, наприклад: P4O6 + 2O2 = P4O10 P4O6 + 6H2O (гор) = 3H3PO4 + PH3, при 210 відбувається реакція 5P4O6 = 2P4+3P4O10. Оксид фосфору (V) окисних властивостей не має, а сам може бути отриманий при окисленні фосфору в безводних умовах, наприклад, при термічному розкладанні деяких солей: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl

Кисневі кислоти фосфору.Різноманітність кисневих кислот фосфору викликано такими причинами: 1.Валентність у фосфору може бути III або V. 2. У разі валентності V можливе утворення орто та метакислот, що відрізняються кількістю приєднаних молекул води. 3. У всіх гідроксидах фосфор виявляє координаційне число 4, такі гідроксиди для нього більш стійкі, якщо атомів кисню недостатньо, то утворюється зв'язок Р-Н ((АЛ)2РНО, а не Р(ОН)3 і т.д.). 4. Фосфорні кислоти схильні до утворення лінійних чи циклічних полімерів. 5. У певних умовах можливе утворення зв'язку Р-Р. 6. Як всім гідроксидів при подальшому окисленні утворюються пероксокислоти. Наведемо будову та властивості найбільш відомих кислот фосфору.

H3PO4 – ортофосфорна кислота.Це триосновна, середня по дисоціації по першому щаблі (Ка=7,52.10-3) і слабка за двома іншими ступенями кислота. У безводному стані утворює прозорі гігроскопічні кристали з tпл=42°С. У воді розчиняється у будь-якій концентрації. Ортофосфорна кислота виходить при розчиненні оксиду фосфору (V) у воді, при спалюванні фосфіну, при окисленні будь-яких форм фосфору в кислому середовищі, при гідролізі бінарних сполук фосфору (V): P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10. У промисловості використовується метод спалювання фосфору з подальшим розчиненням оксиду, а також витіснення ортофосфорної кислоти з фосфату кальцію концентрованою сірчаною кислотою при нагріванні: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4↓ + 2H3PO4. Цій кислоті відповідає три ряди солей – середні (фосфати або ортофосфати) та кислі (гідрофосфати та дигідрофосфати). Фосфати та гідрофосфати всіх металів, крім натрію, калію, рубідія та цезію, нерозчинні у воді. Дигідрофосфати розчинні. Розчинні фосфати піддаються сильному гідролізу по аніону, найбільшою константою гідролізу характеризується фосфат-аніон, найменшою – дигідрофосфат. Гідроліз по аніону призводить до лужного середовища розчинів солей. Кислі аніони одночасно з гідролізом беруть участь у рівновазі дисоціації, що призводить до кислого середовища розчину, для дигідрофосфату більшою мірою, для гідрофосфату меншою. В результаті вказаних процесів розчин дигідрофосфату натрію має слабокисле середовище, розчин гідрофосфату - слаболужне, а розчин фосфату - сильнолужне середовище. Фосфат амонію як сіль, утворена слабкими кислотоюі основою, повністю розкладається водою. Ортофосфати плавляться без розкладання за дуже високих температур. Гідрофосфати дають при нагріванні дифосфати: 2K2HPO4 = K4P2O7 + H2O. Дигідрофосфати при нагріванні перетворюються на поліметафосфати: xKH2PO4 = (KPO3)x + H2O. Сильні окислювальні властивості фосфати не мають, але можуть бути відновлені вуглецем при нагріванні. У присутності діоксиду кремнію ця реакція призводить до отримання фосфору (рівняння реакції наводилося), відсутність SiO2 процес йде наступним чином: Ca3(PO4)2 + 8C = Ca3P2 + 8CO. Нагрівання фосфату амонію призводить до поступової втрати молекул аміаку з утворенням при температурі вище 300°С поліметафосфорної кислоти.

При дегідратації ортофосфорної кислоти утворюються конденсовані фосфорні кислоти, в яких є один або кілька місткових атомів кисню. При цьому утворюються ланцюжкові, циклічні та змішані структури. Розглянемо найпростіші їх.

Дифосфорна (пірофосфорна) кислота - Н4Р2О7.Виходить при нагріванні ортофосфорної кислоти до 2000С. У безводному стані є безбарвними кристалами з tпл=61°С, які добре розчиняються у воді з утворенням набагато сильнішої кислоти, ніж ортофосфорна. Особливо сильною ця кислота є першими двома ступенями. Будь-яка конденсована кислота сильніша за одиночну, оскільки при її дисоціації виходить більш стійкий аніон. Розчини пірофосфорної кислоти нестійкі, оскільки відбувається поступове приєднання молекули води з утворенням двох молекул ортофосфорної кислоти. Більш стійкими є солі - пірофосфати, які, як говорилося, можуть бути отримані при нагріванні гідрофосфатів.

Метафосфорні кислоти - (НРО3) х, де х = 3,4,6.Циклічні конденсовані кислоти, що містять цикл з атомів фосфору і кисню, що чергуються. Одержують при розчиненні оксиду фосфору (V) в ортофосфорній кислоті, а також при нагріванні пірофосфорної кислоти до 300°С: 3H4P2O7 = 2(HPO3)3 + H2O. Усі метафосфорні кислоти дуже сильні для триметафосфорної кислоти Ка2= 0,02. Всі ці кислоти також у водному розчині поступово перетворюються на ортофосфорну кислоту. Їхні солі називаються, відповідно, три-, тетра- і гексаметафосфатами.

Окисленням оксиду фосфору (V) можна отримати пероксофосфорну кислоту: Р4О10 + 4Н2О2 +2Н2О = 4Н3РО5.

Фосфорнувата (гіпофосфорна) кислота Н4Р2О6має зв'язок Р-Р. Структурну формулу можна представити як (ОН)2ОР-РО(ОН)2.

Властивості фосфіну

З формули видно, що валентність фосфору дорівнює 5, а ступінь окислення +4 – формальна величина, пов'язана з наявністю зв'язку між однаковими атомами. Це чотириосновна кислота, сила якої відповідає ортофосфорній. Виходить за реакцією: PbP2O6 + 2H2S = 2PbS↓ + H4P2O6 і виділяється з розчину у вигляді дигідрату з tпл=62°С. У кислому розчині диспропорціонує на ортофосфорну та фосфористу кислоти.

Фосфориста кислота Н3РО3 чи Н2.Це двоосновна кислота середньої сили, у безводному стані – тверда речовиназ tпл = 74°С. Виходить при гідролізі галогенідів фосфору (III), а також при окисленні білого фосфору хлором під водою: P4 + 6Cl2 + 12H2O = 4H2 + 12HCl. Як говорилося вище, з'єднання складу Р(ОН)3 менш стійко, тому відбувається ізомеризація з утворенням зв'язку Р-Н, яка у водному розчині вже не дисоціює. Солі фосфористої кислоти звуться фосфіти, кислі солі – гидрофосфиты. Більшість фосфітів (крім солей лужних металів) у воді нерозчинні. Як і всі сполуки фосфору (III), фосфориста кислота – сильний відновник, вона окислюється до фосфорної кислоти галогенами, діоксидом азоту та іншими окислювачами, а також відновлює малоактивні метали з розчину їх солей, наприклад: HgCl2 + H2 + H2O = H3PO4 + 2HCl Hg↓.При нагріванні диспропорціонує: 4H2 = 3H3PO4 + PH3.

Фосфорноватиста (фосфінова) кислота Н3РО2 або H.Це тверда речовина з tпл=26,5°С, водний розчин якого є досить сильною (Ка=7,9.10-2) одноосновною кислотою. Фосфор у цьому поєднанні також має п'ять зв'язків, два з яких з атомами водню. Дисоціації піддається тільки зв'язок Н-О. Формальний ступінь окислення фосфору в цій сполукі +1. Фосфорноватиста кислота та її солі – гіпофосфіти є сильними відновниками. Катіони металів, що навіть стоять у ряді напруги перед воднем, здатні відновлюватися до металу: NiCl2 + Na + 2H2O = H3PO4 + HCl + NaCl + H2+ Ni↓. При нагріванні фосфориста кислота диспропорціонує: 3H = PH3 + 2H2. При підвищенні температури фосфориста кислота, як було показано, також розкладається на фосфорну кислоту та фосфін. Гіпофосфіти лужних та лужноземельних металів виходять при взаємодії фосфору та лугу (дивися вище). Окислення фосфіну м'яким окислювачем: PH3 + SO2 = H + S ↓ (каталізатори - ртуть і сліди води).

Галогеніди фосфору РХ3 та РХ5.Відомі всі галогеніди фосфору, крім PJ5. У випадку фосфору (III) це пірамідальні молекули з атомом фосфору у вершині та з кутами між зв'язками Р-Х, рівними 100 °. Галогеніди фосфору (V) є тригональними біпірамідами з sp3d гібридизацією атомних орбіталей фосфору. Обидва фториди фосфору за звичайних умов - гази, PCl3 і PBr3 - рідини, а триіодид, пентахлорид і пентабромід - тверді речовини. Останні дві сполуки є солі з комплексними іонами PCl5: +-, PBr5: +Br-. При нагріванні обидві сполуки відщеплюють молекулу галогену і перетворюються на тригалогенід. Галогеніди фосфору виходять прямим синтезом. Тільки PF3 - непрямим шляхом: PCl3 + AsF3 = PF3 + AsCl3. Все галогениды фосфора подвержены гидролизу, а тригалогениды способны также к окислению: 2PCl3 + O2 = 2POCl3 – хлорокись фосфора, может получаться и по другим реакциям: PCl3 + 2CrO3 = POCl3 + Cr2O3↓ + O2, 6PCl5 + P4O10 = 10POCl3.Тригалогениды присоединяют также серу : PCl3 + S = PSCl3. У неводних розчинах можливі реакції: KF + PF5 = K HF(рідкий) + PF5 = H – гексафторофосфорна кислота, стійка лише у водному розчині, за силою можна порівняти з хлорною кислотою.

Попередня567891011121314151617181920Наступна

ПОДИВИТИСЯ ЩЕ:

Фосфін. Оксиди фосфору та фосфорні кислоти: властивості, одержання.

Слово фосфін

Медико-біологічне значення фосфору

Фосфін (фосфористий водень, гідрид фосфору, за номенклатурою IUPAC – фосфан РН3) – безбарвний, дуже отруйний, досить нестійкий газ (за нормальних умов) зі специфічним запахом гнилої риби.

Фізичні властивості

Безбарвний газ. Погано розчиняється у воді, не реагує із нею. При низьких температурах утворює твердий клатрат 8РН3 46Н2О. Розчинний у бензолі, діетиловому ефірі, сірковуглецю. При −133,8 °C утворює кристали з гранецентрованими кубічними гратами.

Молекула фосфіну має форму тригональної піраміди з молекулярною симетрією C3v (dPH = 0.142 нм, HPH = 93.5o). Дипольний момент становить 0,58 D, значно нижче, ніж в аміаку. Водневий зв'язок між молекулами PH3 практично не проявляється і тому фосфін має нижчі температури плавлення та кипіння.

]Отримання

Фосфін отримують при взаємодії білого фосфору з гарячою лугом, наприклад:

Також його можна отримати впливом води або кислот на фосфіди:

Хлористий водень при нагріванні взаємодіє з білим фосфором:

Розкладання йодиду фосфонію:

Розкладання фосфонової кістоти:

або її відновлення:

Хімічні властивості

Фосфін сильно відрізняється від аналога аміаку. Його хімічна активність вища, ніж у аміаку, він погано розчинний у воді, як основа значно слабкіша за аміак. Останнє пояснюється тим, що зв'язку H-P поляризовані слабко та активність неподіленої пари електронів у фосфору (3s2) нижче, ніж у азоту (2s2) в аміаку.

За відсутності кисню при нагріванні розкладається на елементи:

на повітрі мимовільно спалахує (у присутності парів дифосфіну або при температурі понад 100 °C):

Виявляє сильні відновлювальні властивості:

При взаємодії із сильними донорами протонів фосфін може давати солі фосфонію, що містять іон PH4+ (аналогічно амонію). Солі фосфонію, безбарвні кристалічні речовини, вкрай нестійкі, легко гідролізується.

Солі фосфіну, як і фосфін, є сильними відновниками.

Токсичність

Фосфін сильно отруйний, діє нервову систему, порушує обмін речовин. ГДК = 0,1 мг/м³. Запах відчувається при концентрації 2-4 мг/м³, тривале вдихання при концентрації 10 мг/м³ призводить до смерті. У крові людини вміст фосфіну трохи більше 0,001 мг/м³.

Відомі такі оксиди фосфору:

Оксид фосфору(III) - бінарна неорганічна сполука, оксид фосфору з формулою P4O6, білі пластівці або кристали з неприємним запахом, що реагують з водою.

Отримання

• Обережне окислення білого фосфору закисом азоту або вуглекислотою:

• Зворотне диспропорціонування оксиду фосфору(V) та білого фосфору:

[ред.] Фізичні властивості

Оксид фосфору (III) утворює білі пластівці або кристали з неприємним запахом.

Добре розчиняється в органічних розчинниках (бензол, сірковуглець).

Нестійкий на світлі, спочатку жовтіє, а потім червоніє.

Властивості

P4O10 дуже активно взаємодіє з водою (H-форма поглинає воду навіть із вибухом), утворюючи суміші фосфорних кислот, склад яких залежить від кількості води та інших умов:

Він також здатний витягувати воду з інших сполук, являючи собою сильний дегідратуючий засіб:

Оксид фосфору(V) широко застосовується в органічному синтезі. Він реагує з амідами, перетворюючи їх на нітрили:

Карбонові кислоти переводить у відповідні ангідриди:

Оксид фосфору(V) також взаємодіє зі спиртами, ефірами, фенолами та іншими органічними сполуками. При цьому відбувається розрив зв'язків P-O-P та утворюються фосфорорганічні сполуки. Реагує з NH3 та галогеноводородами, утворюючи фосфати амонію та оксигалогеніди фосфору:

p align="justify"> При сплавленні P4O10 з основними оксидами утворює різні тверді фосфати, природа яких залежить від умов реакції.

Отримання

Оксид фосфору (V) одержують спалюванням фосфору. Технологічний процес відбувається в камері спалювання і включає окислення елементарного P попередньо осушеним повітрям, осадження P4O10 і очищення відхідних газів. Очищають отриманий пентаоксид сублімацією.

Технічний продукт має вигляд білої снігоподібної маси, що складається із суміші різних форм P4O10.

Застосування

P4O10 застосовують як осушувач газів та рідин. Також він є проміжним продуктом у виробництві ортофосфорної кислоти H3PO4 термічним способом.

Широко використовується в органічному синтезі в реакціях дегідратації та конденсації.

Значення фосфору

• фосфор входить до складу нуклеїнових кислот, які беруть участь у процесах росту, поділу клітин, зберігання та використання генетичної інформації
• фосфор міститься у складі кісток скелета (близько 85% від загальної кількості фосфору організму)
• фосфор необхідний для нормальної структури зубів та ясен
• забезпечує правильну роботу серця та нирок
• фосфор бере участь у процесах накопичення та звільнення енергії в клітинах
• бере участь у передачі нервових імпульсів
• допомагає обміну жирів та крохмалів.

Неорганічний елемент фосфору, Р, знаходиться в організмі людини у вигляді сполук фосфору - неорганічних фосфатів і ліпідів або нуклеотидів.

Попередня10111213141516171819202122232425Наступна

Фізичні властивості

Фосфор Pмає кілька алотропних модифікацій: білий, червоний, чорний.

Одержання фосфору P

Вільний фосфор Pотримують з природного фосфату кальцію, розжарюючи його з піском ( SiO2)і вугіллям в електричній печі при високій температурі:

Хімічні властивості фосфору - P

Білий фосфорбільш реакційний, ніж червоний.

Обережно – фосфін!

Він легко окислюється і самозаймається на повітрі.

При окисненні білий фосфор світитьсяу темряві – відбувається перетворення хімічної енергії на світлову.

З'єднання фосфору Pз металами називаються фосфіди. Вони легко розкладаються водою з утворенням газу фосфіну (PH3).

Фосфін - PH3

4. При великому надлишку хлору утворюється п'ятихлористий фосфор:

Оксиди та кислоти фосфору

Фосфор утворює із киснем три оксиди :

P2O3 - фосфористий ангідрид - оксид фосфору (Ш);

P2O5 - фосфорний ангідрид - оксид фосфору (V);

(P2O4 - чотирикіс фосфору).

P2O3одержують при повільному окисленні фосфору (при нестачі кисню):

При дії холодної води утворюється фосфориста кислота – H3PO3.

P2O5утворюється при горінні фосфору на повітрі (при надлишку кисню):

Кислоти

Фосфорний ангідрид P2O5, Залежно від температури може приєднати різну кількість води, утворюючи кислоти різного складу:

Найбільше значення має орто фосфорна кислота -H3PO4.

Вона може бути отримана наступним чином:

1. Кип'ятінням метафосфорної кислоти:

2. Окислення червоного фосфору:

3. Дія сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

©2015 arhivinfo.ru Всі права належать авторам розміщених матеріалів.

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Див. у № 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

ЗАНЯТТЯ 30

10-й клас(перший рік навчання)

Фосфор та його сполуки

1. Положення в таблиці Д. І. Менделєєва, будова атома.

2. коротка історіявідкриття та походження назви.

3. Фізичні характеристики.

4. Хімічні характеристики.

5. Знаходження у природі.

6. Основні методи отримання

7. Найважливіші сполуки фосфору.

Фосфор знаходиться у головній підгрупі V групи періодичної системиД.І.Менделєєва. Його електронна формула 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 , це р-Елемент. Характерні ступені окислення фосфору в з'єднаннях -3 +3 +5; найбільш стійкою є ступінь окиснення +5. У сполуках фосфор може входити як до складу катіонів, так і до складу аніонів, наприклад:

Фосфор отримав свою назву завдяки властивості білого фосфору світитися у темряві. Грецьке слово перекладається як «несе світло». Цією назвою фосфор завдячує своєму першовідкривачеві – алхіміку Бранду, який, зачарований свіченням білого фосфору, дійшов висновку, що отримав філософський камінь.

Фосфор може існувати у вигляді кількох алотропних модифікацій, найбільш стійкими є білий, червоний і чорний фосфор.

Молекула білого фосфору (Найактивнішого алотропа) має молекулярну кристалічну решітку, у вузлах якої знаходяться чотирихатомні молекули Р ​​4 тетраедричного будови.

Білий фосфор м'який, як віск, плавиться і кипить без розкладання, має часниковий запах. На повітрі білий фосфор швидко окислюється (світиться зеленим кольором), можливе самозаймання дрібнодисперсного білого фосфору. У воді нерозчинний (зберігають під шаром води), але добре розчиняється в органічних розчинниках. Отруйний (навіть у малих дозах, ГДК = 0,03 мг/м3). Має дуже високу хімічну активність. При нагріванні без доступу повітря до 250–300 °С перетворюється на червоний фосфор.

Червоний фосфор – це неорганічний полімер; макромолекули Р nможуть мати як циклічну, так і ациклічну будову. За властивостями різко відрізняється від білого фосфору: не отруйний, не світиться в темряві, не розчиняється в сірковуглецю та інших органічних розчинниках, не має високої хімічної активності. При кімнатній температурі повільно перетворюється на білий фосфор; при нагріванні до 200 ° С під тиском перетворюється на чорний фосфор.

Чорний фосфор на вигляд схожий на графіт. За структурою – це неорганічний полімер, молекули якого мають шарувату структуру. Напівпровідник. Чи не отруйний. Хімічна активність значно нижча, ніж у білого фосфору. На повітрі стійкий. При нагріванні перетворюється на червоний фосфор.

Хімічні властивості

Найбільш активним у хімічному відношенні є білий фосфор (але на практиці вважають за краще працювати з червоним фосфором). Він може виявляти у реакціях властивості як окислювача, так і відновника, наприклад:

4Р + 3О 2 2Р 2 О 3 ,

4Р + 5О 2 2Р 2 О 5 .

Метали (+/–)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P реакція не йде.

Неметали (+):

2Р + 3I 2PI 3 ,

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

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Луги (+):

Кислоти (не окислювачі) (-).

Кислоти-окислювачі (+):

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

P (кр.) + 5HNO 3 (конц.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Солі (-) **.

У п р і р о д фосфор зустрічається у вигляді сполук (солей), найважливішими з яких є фосфорит (Ca 3 (PO 4) 2), хлорапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) і фторапатит (Ca 3 ( PO 4) 2 CaF 2). Фосфат кальцію міститься в кістках всіх хребетних тварин, зумовлюючи їхню міцність.

Фосфор одержують в електропечах, сплавляючи без доступу повітря фосфат кальцію, пісок і вугілля:

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

До найважливіших сполук фосфору належать: фосфін, оксид фосфору(III), оксид фосфору(V), фосфорні кислоти.

Фосфін

Це водневе з'єднання фосфору, безбарвний газ із часниково-рибним запахом, дуже отруйний. Погано розчинний у воді, але добре розчинний в органічних розчинниках. Набагато менш стійкий, ніж аміак, але є сильнішим відновником. Практичного значення немає.

Для отримання фосфіну зазвичай не використовують реакцію прямого синтезу з простих речовин; найбільш поширений спосіб отримання фосфіну – гідроліз фосфідів:

Сa 3 P 2 + 6HOH = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 .

Крім того, фосфін можна отримати реакцією диспропорціонування між фосфором та розчинами лугів:

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

або із солей фосфонію:

PH 4 I PH 3 + HI,

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

Хімічні властивості фосфіну доцільно розглядати із двох сторін.

Кислотно-основні властивості.Фосфін утворює з водою нестійкий гідрат, що виявляє дуже слабкі основні властивості:

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 (PН 4) 2 SO 4 .

Окисно-відновні властивості. Фосфін – сильний відновник:

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

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

О к с і д ф о с ф о р а (III)

ОксидР 2 Про 3 (справжня формула – Р 4 Про 6) – біла кристалічна речовина, типовий кислотний оксид. При взаємодії з водою на холоді утворює фосфористу кислоту (середню силу):

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

Оскільки фосфориста кислота є двоосновною, при взаємодії триоксиду фосфору зі лугами утворюється два типи солей – гідрофосфіти та дигідрофосфіти.

Наприклад:

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

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

Діоксид фосфору Р 2 Про 3 окислюється киснем повітря до пентаоксиду:

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

Триоксид фосфору та фосфориста кислота є досить сильними відновниками. Отримують оксид фосфору(III) повільним окисленням фосфору в нестачі кисню:

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

О к с і д ф о с ф о р а (V) і ф о с ф о р н е к і слоти

Пентаоксид фосфоруР 2 Про 5 (справжня формула – Р 4 Про 10) – біла гігроскопічна кристалічна речовина. У твердому та газоподібному станах молекула існує у вигляді димера, при високих температурах мономеризується. Типовий кислотний оксид. Дуже добре розчиняється у воді, утворюючи ряд фосфорних кислот:

метафосфорну:

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

пірофосфорну (дифосфорну):

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

ортофосфорну (фосфорну):

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

Пентаоксид фосфору виявляє всі властивості, характерні для кислотних оксидів, наприклад:

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

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

може утворювати три типи солей:

Окислювальні властивості йому характерні, т.к. ступінь окиснення +5 є для фосфору дуже стійким. Отримують пентаоксид фосфору при горінні фосфору у достатній кількості кисню:

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

Ортофосфатна кислотаН 3 РО 4 – безбарвна кристалічна речовина, дуже добре розчинна у воді, гігроскопічна. Це триосновна кислота середньої сили; не має виражених окисних властивостей. Виявляє всі хімічні властивості, характерні для кислот, утворює три типи солей (фосфати, гідрофосфати та дигідрофосфати):

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

У промисловості фосфорну кислоту одержують екстракційним:

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

а також термічним методом:

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

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

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

До лабораторних методів одержання ортофосфорної кислоти відносять дію розведеної азотної кислоти на фосфор:

3Р (кр.) + 5HNO 3 (розб.) + 2Н 2 О = 3H 3 PO 4 + 5NO,

взаємодія метафосфорної кислоти з водою при нагріванні:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

В організмі людини ортофосфорна кислота утворюється при гідролізі аденозинотрифосфорної кислоти (АТФ):

АТФ АДФ + H3PO4.

Якісною реакцією на фосфат-іонє реакція з катіоном срібла; утворюється осад жовтого кольору, не розчинний у слабокислих середовищах:

3Ag + + = Ag 3 PO 4 ,

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

Крім перерахованих вище фосфорних кислот (що містять фосфор у ступені окислення +5), для фосфору відомо багато інших кисневмісних кислот. Наведемо деякі з найважливіших представників.

Фосфорнувата(НРО2Н2) – одноосновна кислота середньої сили. Друга її назва – фосфінова:

Солі цієї кислоти називають гіпофосфітами або фосфітами, наприклад KРО 2 Н 2 .

Фосфориста(Н 3 РО 3) – двоосновна кислота середньої сили, трохи слабша за фосфорновату. Також має другу назву – фосфонова:

Її солі називаються фосфіти, або фосфонати, наприклад, K 2 РО 3 Н.

Дифосфорна (пірофосфорна)(Н 4 Р 2 Про 7) – чотириосновна кислота середньої сили, трохи сильніша за ортофосфорну:

Солі – дифосфати, наприклад, K 4 P 2 O 7 .

Тест на тему «Фосфор та його сполуки»

1. Виключіть «зайвий» елемент із перерахованих за принципом можливості утворення алотропних модифікацій:

а) кисень; б) азот;

в) фосфор; г) сірка.

2. При взаємодії 42,6 г фосфорного ангідриду та 400 г 15%-го розчину гідроксиду натрію утворюється:

а) фосфат натрію;

б) гідрофосфат натрію;

в) суміш фосфату та гідрофосфату натрію;

г) суміш гідро-і дигідрофосфату натрію.

3. Сума коефіцієнтів у рівнянні електролітичної дисоціаціїфосфату калію дорівнює:

а) 5; б) 3; в 4; г) 8.

4. Число електронів на зовнішньому рівні атома фосфору:

а) 2; б) 3; в 5; г) 15.

5. Фосфор, отриманий із 33 г технічного фосфату кальцію, спалили в кисні. Оксид фосфору (V), що утворився, прореагував з 200 мл 10%-го розчину гідроксиду натрію (щільність – 1,2 г/мл) з утворенням середньої солі. Маса домішок у технічному зразку фосфату кальцію (г) становить:

а) 3,5; б) 1,5; в 2; г) 4,8.

6. Число зв'язків у молекулі пірофосфорної кислоти:

а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.

7. Число атомів водню, що містяться в 4,48 л (н.у.) фосфіну дорівнює:

а) 1,2 10 23; б) 0,6 10 23;

в) 6,02 10 23; г) 3,6 10 23 .

8. При температурі 30 ° С певна реакція протікає за 15 с, а при 0 ° С - за 2 хв. Коефіцієнт Вант-Гоффа для цієї реакції:

а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.

9. Ортофосфорна кислота може реагувати з такими речовинами:

а) оксид міді(ІІ); б) гідроксид калію;

в) азотна кислота; г) цинк.

10. Сума коефіцієнтів реакції між фосфором і бертолетовой сіллю дорівнює:

а) 9; б) 6; в) 19; г) така реакція неможлива.

Ключ до тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	в	а	в	в	б	г	б	а, б, г	в

Завдання та вправи на фосфор та його з'єднання

Ц е нирки й п е р о ш е н ий:

1. Фосфор -> пентаоксид фосфору -> ортофосфорна кислота -> фосфат кальцію ® фосфорна кислота.

2. Фосфат кальцію -> фосфор -> фосфід кальцію -> фосфін -> пентаоксид фосфору -> фосфорна кислота -> дигідрофосфат кальцію.

3. Фосфат кальцію -> А -> В -> С -> Д -> Е -> фосфат кальцію. Усі речовини містять фосфор, у схемі три ОВР поспіль.

4. Фосфор -> пентаоксид фосфору -> фосфат кальцію -> фосфор -> фосфін -> фосфорна кислота -> дигідрофосфат кальцію.

5. Фосфід кальцію (+ розчин соляної кислоти) -> А (+ кисень) -> В (+ гідроксид натрію, недолік) -> С (+ гідроксид натрію, надлишок) -> Д (+ гідроксид кальцію) -> Е.

У р о в н ь А

1. При повному згорянні 6,8 г речовини одержали 14,2 г пентаоксиду фосфору та 5,4 г води. До отриманих продуктів реакції додали 37 мл 32% розчину їдкого натру (щільність 1,35 г/мл). Встановіть формулу вихідної речовини та визначте концентрацію отриманого розчину.

Рішення

Рівняння реакції:

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

(P) = 0,2 моль, (H) = 0,6 моль.

m(P) = 6,2 г, m(H) = 0,6 р.

m= 6,8 р.

(P): (Н) = 0,2: 0,6 = 1:3.

Отже, формула вихідної речовини - PH 3 а рівняння реакції:

тоді фосфорної кислоти утворюється:

(H 3 PO 4) = 2 (P 2 O 5) = 0,2 моль.

З лугом фосфорна кислота може реагувати так:

Визначимо за умовою завдання кількість речовини NaOH:

(Н 3 PO 4): (NaOН) = 0,2: 0,4 = 1: 2,

отже, йде реакція 2.

(Na 2 HPO 4) = (Н 3 PO 4) = 0,2 моль;

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

m(Р-ра) = m(Р 2 Про 5) + m(Н 2 О) + m(Р-ра NaOH) = 14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 р.

(Na 2 HPO 4) = m(Na 2 HPO 4)/ m(Р-ра) = 28,4/69,55 = 0,4083, або 40,83%.

Відповідь. PH 3; (Na 2 HPO 4) = 40,83%.

2. За повного електролізу 1 кг розчину сульфату заліза(II) на катоді виділилося 56 г металу. Яка маса фосфору може вступити в реакцію з речовиною, що виділилася на аноді, і який буде склад солі, якщо отриманий продукт реакції розчинити в 87,24 мл 28% розчину гідроксиду натрію (щільність розчину 1,31 г/мл)?

Відповідь. 12,4 г фосфору; гідрофосфат натрію.

3. 20 г суміші, що складається з сульфату барію, фосфату кальцію, карбонату кальцію та фосфату натрію, розчинили у воді. Маса нерозчинної частини становила 18 г. При дії на неї соляної кислоти виділилося 2,24 л газу (н.у.) і маса нерозчинного залишку склала 3 г. Визначте склад вихідної суміші солей по масі.

Відповідь. Na 3 PO 4 - 2 г; BaCO 3 – 3 г;
CaCO 3 – 10 г; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 р.

4. Скільки кг фосфору може бути одержано з 1 т фосфориту, що містить 40 % домішок? Який обсяг за н.у. займе фосфін, отриманий із цього фосфору?

Відповідь. 120 кг P; 86,7 м 3 PH 3 .

5. 40 г мінералу, що містить 77,5% фосфату кальцію, змішали з надлишком піску та вугілля та нагріли без доступу повітря в електричній печі. Отримане проста речовинарозчинили в 140 г 90% азотної кислоти. Визначте масу гідроксиду натрію, який буде потрібний для повної нейтралізації продукту окислення простої речовини.

Відповідь. 24 г NaOH.

У р о в н ь Б

1. Для повної нейтралізації розчину, отриманого при гідролізі 1,23 г деякого галогеніду фосфору, потрібно 35 мл розчину 2М гідроксиду калію. Визначте формулу галогеніду.

Відповідь.Трифторид фосфору.

2. Пробу безводного етанолу, що містить як домішку 0,5 % оксиду фосфору(V), спалили у достатній кількості кисню. Гази, що утворилися, відділили, а отриманий розчин нагріли до припинення виділення газу, після чого до нього додали рівний за масою 0,5%-й розчин гідроксиду калію. Визначте масові частки речовин отриманому розчині.

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

3. До 2 г суміші гідрофосфату та дигідрофосфату калію, в якій масова частка фосфору дорівнює 20 %, додали 20 г 2% розчину фосфорної кислоти. Обчисліть масові частки речовин отриманому розчині.

Відповідь. KH 2 PO 4 - 9,03%;
K 2 HPO 4 (зуп.) - 1,87%.

4. При обробці водою суміші гідриду та фосфіду лужного металу з рівними масовими частками утворилася газова сумішіз щільністю азоту 0,2926. Встановіть, який метал входив до складу з'єднань.

Відповідь.Натрій.

5. 50 г суміші фосфату кальцію та карбонатів кальцію та амонію прожарили, в результаті отримали 25,2 г твердого залишку, до якого додали воду, а потім пропустили надлишок вуглекислого газу. Маса нерозчиненого залишку склала 14 г. Визначте масу карбонату амонію у вихідній суміші.

Рішення

При прожарюванні суміші йдуть такі процеси:

1) Ca 3 (PO 4) 2;

2)

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

У твердому залишку – Са 3 (PO 4) 2 та CaO.

Після додавання води:

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

5) СаО + H2O = Ca(OH)2.

Після пропускання вуглекислого газу:

6) Са(ОН) 2 + H 2 O + CO 2 = Ca(HСО 3) 2 .

Нерозчинний залишок – Ca 3 (PO 4) 2 , отже, m(Ca 3 (PO 4) 2) = 14 р.

Знаходимо масу CaO:

m(CaO) = 25,2 - 14 = 11,2 р.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 моль,

(CaCO 3) = (CaO) = 0,2 моль,

m(CaCO 3) = 0,2 100 = 20 р.

m(NH 4) 2 CO 3 = m(суміші) - m(Ca 3 (PO 4) 2) – m(CaCO 3) = 50 - 14 - 20 = 16 р.

Відповідь. m(NH 4) 2 CO 3 = 16 р.

Які за д а ч і

1. Тверда, біла, добре розчинна у воді сполука А являє собою кислоту. При додаванні до водного розчину А оксиду В утворюється біла нерозчинна у воді сполука С. Внаслідок прожарювання при високій температурі речовини С у присутності піску та вугілля утворюється проста речовина, що входить до складу А. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А - H 2 PO 4 В - CaO,
C – Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Суміш двох твердих речовин червоного кольору (А) та білого кольору(В) займається при слабкому терті. В результаті реакції утворюються дві тверді речовини білого кольору, одна з яких (С) розчиняється у воді з утворенням кислого розчину. Якщо до речовини додати оксид кальцію, утворюється біле нерозчинне у воді з'єднання. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А – P (кр.), В – KClO 3 ,
C – P 2 O 5 .

3. Нерозчинне у воді з'єднання А білого кольору в результаті прожарювання при високій температурі з вугіллям і піском без кисню утворює просту речовину, що існує в декількох алотропних модифікаціях. При згорянні речовини Утворюється з'єднання С, що розчиняється у воді з утворенням кислоти Е, здатної утворювати три типи солей. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь. Речовини: А - Ca 3 (PO 4) 2 В - P,
C - P 2 O 5 Е - H 3 PO 4 .

* Знак +/– означає, що ця реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

** Цікавою є окисно-відновна реакція (ОВР), що протікає при запаленні сірників:

Далі буде

Розповідь про газоподібні сполуки фосфору, і перш за все про фосфін, напевно, варто було б почати зі слів: «блимає світло, що з'являється на болотах (знамениті «блукаючи вогні») — результат мимовільного займання фосфіну». Ну а наступне визначення - вже енциклопедичного штибу: «фосфін, або фосфористий водень (PH 3) - це безбарвний газ з неприємним запахом (гниючої риби, часнику або промислового карбіду), отруйний, утворюється при біохімічному відновленні ефірів фосфорної кислоти, переважно в анаероб , тобто без доступу кисню».

З'єднання фосфору у природі

У природі зустрічається безліч інших газоподібних фосфорорганічних сполук, в молекулах яких атом фосфору P з'єднаний з атомом вуглецю C. Їх налічуються тисячі. Багато з них входять до складу екосистем, у тому числі живих клітин рослин і мікроорганізмів. Найбільша група з'єднань зі зв'язками C-P відкрита років п'ятдесят тому саме в живих об'єктах.

Є в ґрунтах і фосфонати — похідні фосфорорганічних сполук із зв'язками C-Р, що збереглися. Їх, правда, небагато, не більше 1-2% від фосфору, що міститься в органіці, тому на ріллі їх можна виявити далеко не завжди, зате в болотистих грунтах і на луках їх вміст підвищується до 3-4%.

У звичайних (аеробних) умовах природні сполуки органічного та мінерального фосфору – це фосфати (ортофосфати). Їх існує безліч. Для органічних фосфатів характерна зв'язок C-О-Р, Інакше кажучи, вуглець і фосфор з'єднуються через атом кисню.

Одна з дивовижних загадок природи полягає в тому, що органічні фосфати в живих системах (наприклад, у водоростях і мікроорганізмах) синтезуються і не довільно розкладаються, а за правилом «золотого перерізу», підкоряючись певному закону, що описується знаменитим рядом чисел Фібоначчі (1, 1 , 2, 3, 5, 8...), у якому кожен наступний член дорівнює сумі двох попередніх. Гармонія природи незбагненним чином проявляється тут у накопиченні та витрачанні в екосистемах енергії та речовини (зокрема, фосфору), що описуються співвідношенням, яке наближено дається класичним коефіцієнтом «золотого перерізу» 1,618 (5/3, 8/5, 13/8 тощо). д.), тобто 62% згаданих сполук має зв'язуватися і акумулюватися і лише 38% - руйнуватися або випаровуватися. Ці закономірності позначаються надалі і накопиченні гумусу, і кругообігу фосфору і азоту, і газоподібних потоках, визначених викидами і «стоками» вуглекислого газу СО 2 , і «диханні» грунту (виділенні СО 2 і засвоєнні кисню О 2). Насправді у природі спостерігаються коливання числових значень цього співвідношення не більше 1,3-1,7. Але, як неодноразово зазначалося у працях автора та інших учених, набагато страшніше виявляється те, що головною причиноювідхилень і порушення цієї закономірності стала антропогенна діяльність.

Деякі фахівці вже звернули увагу на те, що нас можуть чатувати на нові небезпеки, якщо це ставлення прагне до одиниці, тобто накопичення та розкладання йдуть з однаковою інтенсивністю, як це відбувається, наприклад, у циклі вуглецю, де за рахунок «втручання» світової економіки океан та біосфера поглинають нині лише половину викидів вуглецю (а треба було б 62%).

Але повернемося до фосфіну та його похідним, інакше кажучи, до тих фосфорорганічних сполук, у яких разом із фосфором і вуглецем зустрічаються різні елементи (азот, сірка, кремній, молібден тощо. буд.) та його комплекси. У сприятливих для зростання мікроорганізмів умовах (зокрема, в умовах боліт і тундри при потепленні, що спостерігається) фосфорорганічні сполуки розкладаються за допомогою ферменту (каталізатора) C-Р-ліази. Нині він виявлений у 9 груп бактерій, які живляться фосфором, видобуваючи при розщепленні фосфорорганічних сполук. А ось гриби та дріжджі, на які в екосистемах припадає 50-70% всієї мікрофлори, не розщеплюють ці сполуки. Навпаки, найпростіші, молюски та гриби їх синтезують. Гриби можуть рости навіть за досить високих концентрацій фосфіну, тільки міцелій у них жовтіє.

Застосування, властивості, небезпеки

Фосфін отруйний (небезпечна концентрація, здатна призвести до смерті, - 0,05 мг/л), а в концентрації 2000 мл/м 3 (2 л/м 3 , або 2 · 10 -3) він викликає миттєву смерть. З ним доводиться стикатися насамперед у сільському господарстві під час знезараження зерносховищ та захисту від кліщів та інших шкідників під час транспортування врожаю, особливо зернових культур. Раніше його активно застосовували проти щурів та мишей у коморах. В Австралії до його допомоги вдаються навіть у боротьбі з кроликами, що надміру швидко розмножуються. Крім того, ряд гербіцидів та інсектицидів містять фосфорорганічні сполуки на основі фосфіну та його похідних. І, нарешті, останнім часом із ним все частіше доводиться мати справу у зв'язку із широкомасштабним знищенням хімічної зброї, що передбачає знешкодження отруйних фосфорорганічних сполук зарину та зомана - похідних фосфіну

Чистий фосфін (без домішок) спалахує при температурі 150°С, згоряє з утворенням токсичної фосфорної кислоти, але за наявності домішок дифосфіну Р 2 Н 4 або газоподібного фосфору Р 4 може і мимоволі спалахувати на повітрі. Реакція фосфіну з киснем (як, втім, і окислення схожих на нього метану - СН 4 і силану - SiH 4) відноситься до розгалужених ланцюгових хімічним реакціям, Т. е. протікає все швидше і може призвести до вибуху. Окислення фосфіну відбувається при кімнатній температурі, але за низької температури газ може бути стійким. Окислення фосфіну можна прискорити, опромінюючи його ультрафіолетом. Його самозаймання на повітрі можливе при концентраціях 1,7-1,9% (17-19 л/м3), або 26-27 г/м3. Так що в болотних екосистемах нерідко доводиться стикатися не лише зі згаданими «блукаючими вогнями», а й із самозайманням (до речі, і поширені торф'яні пожежі мають таку саму природу).

Для фумігації (позбавлення сховищ зерна та сільськогосподарської продукції від кліщів та інших шкідників) зазвичай використовують фосфіди, зокрема сполуки фосфору з металами. Реагуючи з вологою повітря, фосфіди виділяють фосфін. Таблетки та стрічки, що містять фосфіди, розкладають у сховищах з розрахунку 9 г/т зерна або іншої продукції, що підлягає довгому зберіганню, додають їх навіть у яблука. Вважається, що при провітрюванні фосфін випаровується, хоча за наявними в науковій літературі даними у фуражному зерні поглинається до 13% отруйного газу. Хіба одна ця обставина не повинна змусити ставитися до такої дезинфекції з граничною обережністю?!

Нині для фумігації зерна при транспортуванні та зберіганні дозволено до застосування дві сполуки — метилбромін і метилфосфін, причому перша на порядок менш токсична (і ефективно), ніж друга. Застосовуючи останнє, мовчазно припускають, що отруйний фосфін після поглинання вмістом сховища чудово витягується і випаровується, отруївши лише кліщів та інших шкідників. Схоже, раніше було прийнято замислюватися над тим, наскільки ця картина відповідає дійсності. Тим часом майже півстоліття тому було встановлено, що метилфосфін (суміш двох газів — метану СН 4 і фосфіну РН 3) надзвичайно токсичний, майже як сам фосфін.

Метан та фосфін у біосфері

Не секрет, що метан, що виділяється з боліт, вважається одним з основних парникових газів і залишається предметом активних обговорень і досліджень у зв'язку з проблемами глобальної зміни клімату. На жаль, у Росії його концентрація в атмосфері визначається лише на одній метеостанції (Теріберка на Кольському півострові). Адже її не заважало б вимірювати і над сибірськими болотами!

Як відомо, у земних глибинах законсервовано величезні запаси метану (7·10 11 -3·10 13 т), причому 4·10 11 т із них - в арктичній зоні вічної мерзлоти. На суші метан міститься в органічних сполуках боліт, опадів та детритів, а в Світовому океані — у газогідратах, що залягають під дном, в умовах знижених температур. У Доповіді ООН щодо зміни клімату експерти повідомляють, що у Сибіру виділення метану з боліт та вічної мерзлоти в Останніми рокамистрімко зростає. Максимальна емісія метану з тундрових ґрунтів досягається при 8-10°С, а при 5°С переважає його окиснення на 2 і воду. Утворюється він у всіх грунтових горизонтах. В результаті недавніх досліджень з'ясувалося, що, наприклад, наша південна чагарникова тундра (околиці Воркути) була стоком вуглецю лише два роки з останніх п'яти.

Це досить небезпечна тенденція, особливо якщо взяти до уваги, що нашій країні припадає на частку 2/3 всіх боліт на Землі. Наші площі заболочених земель перевищують площу всіх сільськогосподарських угідь: за даними на 2003 рік, 343 млн га боліт (з них не порослих лісом — 130 млн га) та 221 млн га сільськогосподарських угідь (з них 123 млн га ріллі).

А ось як оцінили виділення метану співробітники МДУ у 2007 році за результатами вимірів на болотах у Томській області. За оцінками, середнє значення величини потоку метану становило близько 10 мг/м 2 за годину. У літній період за добу може виділятись 2,4 кг/га, за сезон (6 місяців) 432 кг/га. А зі 130 млн га боліт — майже 60 млн т. На окиснення такої кількості метану потрібно вдвічі більше кисню — 120 млн т.

Головним же «побічним» ефектом виділення метану слід визнати той факт, що в тундрових та болотних екосистемах при низьких температурах метан не тільки є неабияким резервом вуглецю, здатним помітно змінити його вміст в атмосфері, але й тісно пов'язаний з фосфорорганічними сполуками, які незмінно присутні. у рослинах, мікрофлорі боліт та опадів (в основному за рахунок згаданого зв'язку С-Р). І його виділення з тих місць, де він раніше синтезувався, через інтенсифікацію зі зростанням температури біохімічних процесів бродіння відбувається не в останню чергу за рахунок розпаду сполук на основі фосфіну. Іншими словами, емісія газів СН 4 та РН 3 відбувається паралельно. Тим часом, поки екологи та кліматологи стежать лише за зміною вмісту в атмосфері СО 2 і СН 4 , а вміст РН 3 ніким не враховується. А даремно!

Цей недогляд пояснюється, зокрема, тим, що лише деякі фахівці знають про методи, що дозволяють виміряти вміст в атмосфері фосфору в газоподібному стані. Адже навіть у науковому світідосі існує думка, що фосфор у природі існує переважно у формі фосфатів і після гідролізу зв'язків Р-О-Р, Р-О-З і навіть Р-С перетворюється на тверду речовину. Потоки фосфору в атмосферу у вигляді летких сполук типу РН 3 вважаються нікчемними і нехтують ними. Визначення вмісту фосфору, що надійшов у повітря з фосфіном, лише звичними методами, використовуваними виявлення фосфору в твердих сполуках, помітно спотворює реальну картину круговороту фосфору в екосистемах. При цьому ігнорується поява в атмосфері отруйного і самозаймистого фосфіну.

Фосфінова загроза: прості оцінки

Тим часом найпростішу кількісну оцінку виділення фосфіну в екосистемах можна отримати, вивчаючи затоплені водою території, що імітують заливні луки або рисові чеки. Як було встановлено у проведеній ще 1926 року у Московській сільськогосподарській академії ім. К. А. Тимірязєва серії з шести дослідів, що виконувались у строго контрольованих умовах, у газову форму (фосфін) переходить 9,7 мг фосфору з 1 кг ґрунту за годину. Не надто складний розрахунок дає 2,13 кг/га на добу. Але це майже стільки ж, скільки виділяється метану з боліт! Отже, за сезон отримуємо 383 кг/га, а з усієї площі безлісних боліт (130 млн га) — близько 50 млн т РН 3 . На його окиснення до фосфорної кислоти за формулою

РН 3 + 2O 2 → Н 3 РO 4

знадобиться, як неважко бачити, удвічі більше кисню — майже 100 млн т (для метану ці значення становили 60 і 120 млн т відповідно).

Непрямим підтвердженням виділення фосфіну з ґрунтів є дослідження потоків фосфору на рисових чеках — від посадки до збирання врожаю втрати фосфору в затоплених ґрунтах у 3-8 разів перевищують його вміст у зерні та соломі. Максимальний винос Р2O5 досягає 100 кг/га. З ґрунтів органічних сполук фосфору виводиться в 4 рази більше, ніж запасається в рослинах. Загальні втрати фосфору з верхнього (20 см) шару ґрунтів, за різними оцінками, становлять 960-2940 кг/га. Є дані, що свідчать про те, що при вирощуванні рису на затоплених чеках протягом 32 років із ґрунту втрачається більше половини гумусу, а з ним, звичайно ж, виносяться азот та фосфор.

Це може відбуватися і за рахунок виділення їх газоподібних форм - аміаку (NH 3) та фосфіну (РН 3). Давно відомо, що за хімічними властивостями вони є хімічними структурними аналогами. Повторюся, визначення фосфору та азоту лише у мінеральній формі, ігнорування газових складових не відображає справжніх процесів в екосистемах, особливо в анаеробних умовах. Зокрема, пряме підтвердження того, що в екосистемах боліт разом із метаном виділяється і фосфор, отримано у нещодавніх дослідженнях.

Повертаючись до міркувань про можливу недооцінку вмісту фосфіну в атмосфері, слід зазначити, що цілком відчутний внесок можуть робити не тільки болота Півночі або тропіків, але й великі рисові плантації (передусім в Індії, Китаї, Японії та країнах Південно-Східної Азії).

У науковій літературі трапляються дані про те, що з опадами на землю випадає до 3,5 кг/га фосфору. Іншими словами, це приблизно лише 1% того фосфору, який, за наявними оцінками, виноситься з болотних систем або затоплюваних грунтів фосфіном в атмосферу (383 кг/га), решта 99%, схоже, швидко окислюються, осаджуються або розкладаються (наприклад, результаті гідролізу) у приземних шарах повітря, літосфері та біосфері, забезпечуючи перерозподіл фосфору на поверхні землі.

Звичайно ж фосфін, як і метан, є в атмосфері, але треба визнати, що цикл фосфору вивчений набагато гірше, ніж кругообіг азоту або вуглецю. Високоактивні сполуки фосфору у присутності кисню швидко перетворюються на нейтральні комплекси, «нешкідливі» фосфати. Крім того, в екосистемах фосфору, як правило, небагато, тобто він присутній у низьких концентраціях. Тому, повторюю, спроби враховувати фосфор лише у формі фосфатів можуть призвести до помітного спотворення його справжньої ролі в екосистемах. А до чого може призвести недооцінка цієї ролі, добре видно, наприклад, по необдумано осушеним раніше болотам, що легко спалахують у посушливі роки за рахунок метану (СН 4), силану (SiH 4) і фосфіну (РН 3).

За результатами вимірювань на згаданій вище метеостанції Териберка було встановлено, що в 1990 році в атмосферу з території Росії було викинуто 48,8 млн. т метану (нагадаємо, наші оцінки для всієї площі безлісних боліт склали близько 60 млн. т). За 1996-2003 р.р. найвища концентрація була зафіксована саме у 2003 році. Цей рік був найтеплішим для всієї Росії, особливо це стосувалося літа і осені в зонах боліт і тундри (Якутія, Західний Сибір) — у середньому температура тут виявилася вищою за багаторічну майже на 6°С. У умовах одночасно спостерігалося і літнє зниження змісту верхового озону O 3 над Північчю Росії на 5-10%. Адже влітку і тут прискорюються процеси фотосинтезу та утворення кисню. Тому очевидно, що для окислення збільшеної кількості метану та фосфіну в умовах теплого 2003 року інтенсивно витрачався озон.

Від фосфіну до кисню: трохи статистики та філософії

Не секрет, що через найбагатші біоресурси Росію вже звикли вважати всесвітнім донором кисню. За оцінками фахівців, над її територією щорічно формується 8130 млн. т O 2 . Здається, ми не надто погрішимо проти істини, припустивши, що і процес фотосинтезу, відповідальний за формування цієї маси кисню, підпорядковується згаданому «закону всесвітньої гармонії» — правилу «золотого перетину». Адже на утворення 1 т органіки при фотосинтезі витрачається 1,47 т вуглекислого газу, 0,6 т води та 3,84 Гкал сонячної енергії та при цьому виділяється 1,07 т кисню. Співвідношення між кількістю поглиненого СО 2 і виділеного O 2 (1,47: 1,07) не так відрізняється від «золотого».

За деякими опублікованими оцінками, споживання кисню в Росії (дихання, спалювання палива та інші промислові потреби) становить 2784 млн т. Тоді його "виробництво" Росією перевищує її витрату на 5346 млн т. Але в інших розрахунках, де враховано споживання кисню мікрофлорою (передусім всього ґрунту) на «дихання», російський надлишок вироблення кисню над його споживанням виявляється вже на порядок нижче — 560 млн т. Тим часом, як вважають деякі дослідники, «дихання» ґрунту регулюється своїм правилом «золотого перерізу», що визначає співвідношення вуглекислого, що виділяється мікрофлорою газу та споживаного кисню. На ціліні значення цієї величини близько до 1,58, а на ріллі коливається в межах 1,3-1,75 - іншими словами, кисень в процесі "дихання" грунту витрачається "економно" (42-37%), а вуглекислого газу виділяється більше (58-63%). Якщо виходити із середнього значення «золотого перерізу» 1,52 для співвідношення СО 2: O 2 , то при емісії СО 2 із ґрунтів Росії 10 409 млн т кисню на «дихання» російських ґрунтів споживається ще 6848 млн т (оцінки 2004 року за даними співробітників Інституту фундаментальних проблем біології РАН, зокрема, В. Н. Кудеярова).

Своєрідна «золота пропорція» дотримується і між стоком СО 2 та його емісією в масштабі Росії. Співвідношення між стоком, що становить 4450 млн т за рік (у перерахунку на вуглець), і емісією (2800 млн т — у тих самих одиницях) виявляється рівним 1,59, тобто на диво близько до «золотого». Що ж, поки над Росією загалом немає надлишку С2, наші екосистеми поглинають більше, ніж ми викидаємо, наші ліси нас рятують і покривають наші «гріхи». Але останніми роками (насамперед на Півночі) все частіше наголошується, що екосистеми не справляються з «планом» поглинання та зазначене співвідношення порушується.

Втім, набагато важливіше, що, як випливає з низки оцінок, на території Росії загальна витрата кисню за рік на наші потреби (2784 млн т), дихання ґрунту (6848 млн т) та окислення метану та фосфіну (220 млн т) наближається до 10 млрд т, а це майже на 2 млрд т більше, ніж його виробляють усі наші ліси. І цей сумний баланс видається мені набагато серйознішою проблемою, ніж очікувана торгівля квотами. Заради збереження довкіллята біосфери планети, ресурсів якої ми сьогодні витрачаємо на 25% більше, ніж вони встигають відновлюватися, треба нарешті усвідомити, що без обмеження споживання нам та нашим нащадкам просто не вижити. І не в останню чергу це стосується кисню. У атмосфері його начебто чимало (21%), але не можна допускати, щоб Землі його споживалося більше, ніж виробляється.

Підбиваючи підсумки

Не секрет, що за останні 100 років у результаті бездумної діяльності людини та ігнорування ним законів природи викиди вуглекислого газу в атмосферу (і його вміст там), за різними оцінками, зросли на 25-35%. Одним із погано прорахованих наслідків глобального потепління може стати різка інтенсифікація біохімічних процесів у природних зонах боліт та вічної мерзлоти. При цьому може різко зрости виділення не тільки метану (це вже майже очевидно), але й мало вивчених за впливом на біосферу газів: аміаку, силану та фосфіну, яким для окислення та нейтралізації потрібно чимало кисню. Адже є ще й не цілком проаналізовані ефекти зворотного зв'язку (наприклад, більш інтенсивне виділення метану прискорить подальше зростання концентрації СО 2 в атмосфері, що, своєю чергою, може призвести до різкого уповільнення фотосинтезу). Як випливає з недавніх досліджень, у 90-х роках минулого століття помітно ослабла компенсуюча роль фотосинтезу у бореальних лісах. Адже раніше було твердо встановлено, що дерева на всіх широтах достовірно сприяли фотосинтезу та асиміляції С 2 . Небезпечна тенденція! І приклади подібних «метаморфоз» лісів множаться рік у рік.

В даний час ми майже нічого не знаємо про виділення і окислення силану, що не раз згадувався в цій статті (SiH 4). Тим часом усі болотяні рослини, злаки та мікроорганізми багаті на органічний кремній. У торфі верхових боліт – 43% SiO 2 , перехідних – 28%, низинних – 21%. Поки є лише уривчасті дані про те, що силан у поєднанні з фосфіном утворює недостатньо досліджені комплекси – силілфосфіни. Процеси виділення силану, його окислення та з'єднання з іншими елементами потребують серйозного вивчення.

І насамкінець — фантастичний сюжет, який має змусити задуматися всіх, хто ще не втратив цю здатність. У приземному шарі атмосфери у зв'язку зі стрімким зростанням вмісту вуглекислого та деяких інших «мертвих» газів в найближчому майбутньому може виникнути нестача кисню не тільки через уповільнення фотосинтезу, зростання споживання на окислення, спалювання та дихання, а й через «екран» отруйних газів, що заважає притоку O 2 з вищих шарів атмосфери.

Мільярди років основою всього живого Землі був фотосинтез, справно постачав планету киснем. На жаль, як слушно зазначають деякі дослідники, сучасна цивілізація вперше в історії, схоже, примудрилася сповільнити поповнення атмосфери киснем, а природу довела до точки біфуркації. Чи витримає вона?

Див, наприклад: Єлдишев Ю.М. Винуватець глобального потепління – метан? // «Екологія і життя», 2007 № 11, с. 45; Зміна клімату: факти та фактори // «Екологія та життя», 2008 № 3, с. 44.
наприклад, статтю Кравченко І.К. у журналі «Мікробіологія», № 6, 2007.