Фосфар і яго злучэнні. Практычнае прымяненне злучэнняў фосфару

Сярод біягенных элементаў асаблівае месца варта вылучыць менавіта фосфару. Бо без яго немагчыма існаванне такіх жыццёва важных злучэнняў, як, напрыклад, АТФ або фасфаліпіды, а таксама многія іншыя арганічныя рэчывы. Пры гэтым і неарганікі дадзенага элемента вельмі багатая на розныя малекулы. Фосфар і яго злучэнні знаходзяць шырокае прымяненне ў прамысловасці, з'яўляюцца важнымі ўдзельнікамі біялагічных працэсаў, выкарыстоўваюцца ў самых розных галінах дзейнасці чалавека. Таму разгледзім, што сабой уяўляе дадзены элемент, які ягоны простае рэчыва і самыя важныя злучэння.

Фосфар: агульная характарыстыка элемента

Становішча ў перыядычнай сістэме можна апісаць у некалькіх пунктах.

1. Пятая група, галоўная падгрупа.
2. Трэці малы перыяд.
3. Парадкавы нумар - 15.
4. Атамная маса - 30,974.
5. Электронная канфігурацыя атама 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ^3.
6. Магчымыя ступені акіслення ад -3 да +5.
7. Хімічны сімвал - Р, вымаўленне ў формулах "пэ". Назва элемента - фосфар. Лацінскі назоў Phosphorus.

Гісторыя адкрыцця дадзенага атама сыходзіць сваімі каранямі ў далёкі XII стагоддзе. Яшчэ ў запісах алхімікаў сустракаліся звесткі, якія гавораць аб атрыманні невядомага "свеціцца" рэчывы. Аднак афіцыйнай датай сінтэзу і адкрыцця фосфару стаў 1669 год. Збанкрутаваны гандлёвы купец Бранд ў пошуках філасофскага каменя выпадкова сінтэзаваў рэчыва, здольнае выдаваць свячэнне і згарае яркім асляпляльным полымем. Зрабіў ён гэта шляхам шматразовага гартавання чалавечай мачы.

Пасля яго незалежна адзін ад аднаго прыкладна аднолькавымі спосабамі дадзены элемент атрымалі:

• І. Кункель;
• Р. Бойл;
• А. Маргграфом;
• К. Шэель;
• А. Лавуазье.

Сёння адзін з самых папулярных спосабаў сінтэзу дадзенага рэчыва - аднаўленне з адпаведных фосфарзмяшчальных мінералаў пры высокіх тэмпературах пад уздзеяннем угарнага газу і кремнезема. Працэс ажыццяўляецца ў адмысловых печах. Фосфар і яго злучэнні з'яўляюцца вельмі важнымі рэчывамі як для жывых істот, так і для мноства сінтэзаў ў хімічнай галіны. Таму варта разгледзець, што ж уяўляе сабой дадзены элемент як простае рэчыва і дзе ў прыродзе утрымліваецца.

Простае рэчыва фосфар

Складана назваць нейкае канкрэтнае злучэнне, калі гаворка ідзе пра фосфары. Гэта тлумачыцца шматлікасцю алатропныя перайначванняў, якія мае гэты элемент. Вылучаюць чатыры асноўных разнавіднасці простага рэчывы фосфару.

1. Белы. Гэта злучэнне, формула якога Р _4. Ўяўляе сабой белае лятучае рэчыва, якое валодае рэзкім непрыемным пахам часныку. Самовозгорается на паветры пры звычайнай тэмпературы. Згарае свеціцца бледна-зялёным святлом. Вельмі атрутна і небяспечна для жыцця. Хімічная актыўнасць надзвычай высокая, таму атрымліваюць яго і захоўваюць пад пластом вычышчанай вады. Гэта магчыма дзякуючы дрэннай растваральнасці ў палярных растваральніках. Лепш за ўсё для гэтага беламу фосфару падыходзіць серавуглярод і арганічныя рэчывы. Пры награванні здольна пераходзіць у наступную алатропныя форму - чырвоны фосфар. Пры кандэнсацыі і астуджэнні пароў здольны фармаваць пласты. Навобмацак тоўстыя, мяккія, лёгка рэжучыя нажом, белага колеру (злёгку жаўтлявага). Тэмпература плаўлення 44 ⁰ С. Дзякуючы хімічнай актыўнасці выкарыстоўваецца ў сінтэзе. Але з-за атрутная не мае шырокага прамысловага прымянення.
2. Жоўты. Гэта дрэнна вычышчаная форма белага фосфару. З'яўляецца яшчэ больш атрутнай, таксама непрыемна пахне часнаком. Ўзгараецца і гарыць яркім свеціцца зялёным полымем. Дадзеныя жоўтыя ці бурыя крышталі ў вадзе не раствараюцца зусім, пры поўным акісленні вылучаюць клубы белага дыму складам Р ₄ Аб _10.
3. Чырвоны фосфар і яго злучэнні з'яўляюцца самай распаўсюджанай і найбольш часта ўжываецца ў прамысловасці мадыфікацыяй дадзенага рэчыва. Пастообразных чырвоная маса, якая пры павышаным ціску можа пераходзіць у форму фіялетавых крышталяў, з'яўляецца хімічна малаактыўны. Гэта палімер, здольны растварацца толькі ў некаторых металах і больш ні ў чым. Пры тэмпературы ў 250 ⁰ З узганяць, пераходзячы ў белую мадыфікацыю. Не атрутны настолькі моцна, як папярэднія формы. Аднак пры працяглым уздзеянні на арганізм таксічны. Яго выкарыстоўваюць у нанясенні запальваюць пакрыцця на запалкавыя скрынкі. Гэта тлумачыцца тым, што самовозгораться ён не можа, а вось пры денотации і трэнні выбухае (запальваецца).
4. Чорны. Па вонкавых дадзеных вельмі нагадвае графіт, гэтак жа з'яўляецца тлустым навобмацак. Гэта паўправаднік электрычнага току. Цёмныя крышталі, бліскучыя, якія не здольныя растварацца ні ў якіх растваральніках наогул. Каб ён загарэўся, патрэбныя вельмі высокія тэмпературы і папярэдняе раскаливание.

Таксама цікавая не так даўно адкрытая форма фосфару - металічны. Ён з'яўляецца правадніком і мае кубічную крышталічную рашотку.

хімічныя ўласцівасці

Хімічныя ўласцівасці фосфару залежаць ад таго, у якой форме ён знаходзіцца. Як ужо гаварылася вышэй, найбольш актыўная жоўтая і белая мадыфікацыя. У цэлым жа фосфар здольны ўступаць ва ўзаемадзеянне з:

• металамі, утвараючы фасфіду і выступаючы ў ролі акісляльніка;
• неметаламі, выступаючы ў ролі аднаўляльніка і утвараючы лятучыя і нелятучых злучэння рознага роду;
• моцнымі акісляльнікамі, пераходзячы ў фосфарную кіслату ;
• з канцэнтраванымі з'едлівымі шчолачамі па тыпу диспропорционирования;
• з вадой пры вельмі высокай тэмпературы;
• з кіслародам з адукацыяй розных аксідаў.

Хімічныя ўласцівасці фосфару падобныя з такімі ў азоту. бо ён і ўваходзіць у групу пниктогенов. Аднак актыўнасць на некалькі парадкаў вышэй, дзякуючы разнастайнасці алатропныя перайначванняў.

Знаходжанне ў прыродзе

Як біягенных элементаў, фосфар з'яўляецца вельмі распаўсюджаным. Яго працэнтнае ўтрыманне ў зямной кары складае 0,09%. Гэта досыць вялікі паказчык. Дзе сустракаецца гэты атам у прыродзе? Можна назваць некалькі асноўных месцаў:

• зялёная частка раслін, іх насенне і плады;
• жывёлы тканіны (мышцы, косці, зубная эмаль, шматлікія важныя арганічныя злучэнні);
• зямная кара;
• глеба;
• горныя пароды і мінералы;
• марская вада.

Пры гэтым можна казаць толькі аб звязаных формах, але не аб простым рэчыве. Бо ён вельмі актыўны, і гэта не дазваляе яму быць свабодным. Сярод мінералаў самымі багатымі на фосфар з'яўляюцца:

• інгліш;
• фторапаптит;
• Сванберг;
• фосфар і іншыя.

Біялагічнае значэнне дадзенага элемента пераацаніць немагчыма. Бо ён уваходзіць у склад такіх злучэнняў, як:

• вавёркі;
• фасфаліпіды;
• ДНК;
• РНК;
• фосфопротеиды;
• ферменты.

Гэта значыць усіх тых, якія з'яўляюцца жыццёва важнымі і з якіх будуецца ў цэлым ўвесь арганізм. Сутачная норма для звычайнага дарослага чалавека каля 2 грам.

Фосфар і яго злучэнні

Як вельмі актыўны, дадзены элемент ўтварае мноства розных рэчываў. Бо ён фарміруе і фасфіду, і сам выступае як аднаўляльнік. Дзякуючы гэтаму складана назваць элемент, які быў бы інэртны пры рэакцыі з ім. А таму формулы злучэнняў фосфару вельмі разнастайныя. Можна прывесці некалькі класаў рэчываў, у адукацыі якіх ён актыўны ўдзельнік.

1. Бінарныя злучэння - аксіды, фасфіду, лятучае вадароднае злучэнне, сульфід, нітрыд і іншыя. Напрыклад: Р ₂ Аб _5, PCL _3, P ₂ S _3, PH ₃ і іншыя.
2. Складаныя рэчывы: солі ўсіх тыпаў (сярэднія, кіслыя, асноўныя, двайныя, комплексныя), кіслаты. Прыклад: Н ₃ РА _4, Na ₃ PO _4, H ₄ P ₂ O _6, Ca (H ₂ PO _{4) 2,} (NH _{4) 2} HPO ₄ і іншыя.
3. Кіслародзмяшчальныя арганічныя злучэнні: вавёркі, фасфаліпіды, АТФ, ДНК, РНК і іншыя.

Большасць пазначаных тыпаў рэчываў маюць важнае прамысловае і біялагічнае значэнне. Прымяненне фосфару і яго злучэнняў магчыма і ў медыцынскіх мэтах, і для вырабу суцэль штодзённых бытавых прадметаў.

Злучэння з металамі

Бінарныя злучэння фосфару з металамі і менш Электраадмо неметаламі маюць назву фасфіду. Гэта солеподобные рэчывы, якія валодаюць меншай няўстойлівасцю пры ўздзеянні розных агентаў. Хуткае раскладанне (гідроліз) выклікае нават звычайная вада.

Акрамя таго, пад дзеяннем неконцентрированных кіслот адбываецца таксама распад рэчыва на адпаведныя прадукты. Напрыклад, калі казаць пра гідролізе фасфіду кальцыя, то прадуктамі стануць гідраксід металу і фосфин:

Ca ₃ P ₂ + 6H ₂ O = 3Ca (OH) ₂ + 2PH ₃ ↑

А падвяргаючы фасфід раскладанню пад дзеяннем мінеральнай кіслаты, мы атрымаем адпаведную соль і фосфин:

Ca ₃ P ₂ + 6HCL = 3CaCL ₂ + 2PH ₃ ↑

У цэлым каштоўнасць разгляданых злучэнняў як раз у тым, што ў выніку ўтворыцца вадароднае злучэнне фосфару, ўласцівасці якога разгледзім ніжэй.

Лятучыя рэчывы на аснове фосфару

Такіх можна вылучыць два асноўных:

• белы фосфар;
• фосфин.

Пра першы мы ўжо згадвалі вышэй і характарыстыкі прыводзілі. Сказалі, што гэта белы густы дым, моцна атрутны, непрыемна пахне і самазагарацца пры звычайных умовах.

А вось што такое фосфин? Гэта самае распаўсюджанае і вядомае лятучае рэчыва, у склад якога ўваходзіць разгляданы элемент. Яно бінарнае, і другі ўдзельнік - вадарод. Формула вадароднага злучэння фосфару - РН _3, назва фосфин.

Ўласцівасці гэтага рэчыва можна апісаць так.

1. Лятучы бескаляровы газ.
2. Вельмі атрутны.
3. Валодае пахам гнілой рыбы.
4. З вадой не ўзаемадзейнічае і вельмі дрэнна ў ёй раствараецца. Добра раствараецца ў арганіцы.
5. Пры звычайных умовах вельмі хімічна актыўны.
6. Самовоспламеняется на паветры.
7. Утворыцца пры раскладанні фасфіду металаў.

Іншая назва - фосфан. З ім звязаны гісторыі з самай старажытнасці. Уся справа ў "блукаючых агнях", якія часам людзі бачылі і бачаць цяпер на могілках, балотах. Шарападобныя або свечеподобные агеньчыкі, якія ўзнікаюць то тут, то там, ствараючы ўражанне руху, лічыліся дрэнным прадвесцем і іх вельмі баяліся забабонныя людзі. Прычынай гэтай з'явы, па сучасным поглядам некаторых навукоўцаў, можна лічыць самазагаранне фосфина, які утвараецца натуральным шляхам пры раскладанні арганічных рэшткаў, як раслінных, так і жывёл. Газ выходзіць вонкі і, сутыкаючыся з кіслародам паветра, загараецца. Колер і памер полымя можа вар'іравацца. Часцей за ўсё, гэта зеленаватыя яркія агеньчыкі.

Відавочна, што ўсе лятучыя злучэнні фосфару - атрутныя рэчывы, якія лёгка выявіць па рэзкім непрыемнага паху. Гэты прыкмета дапамагае пазбегнуць атручвання і непрыемных наступстваў.

Злучэння з неметаламі

Калі фосфар паводзіць сябе як аднаўляльнік, то варта казаць пра бінарных злучэннях з неметаламі. Часцей за ўсё менавіта яны аказваюцца больш Электраадмо. Так, можна вылучыць некалькі тыпаў рэчываў падобнага роду:

• злучэнне фосфару і серы - сульфід фосфару P ₂ S _3;
• хларыд фосфару III, V;
• аксіды і ангідрыд;
• браміду і ёдыд і іншыя.

Хімія фосфару і яго злучэнняў разнастайная, таму складана пазначыць самыя важныя з іх. Калі ж казаць канкрэтна пра рэчывах, якія ўтвараюцца іх фосфару і неметаллов, то найбольшае значэнне маюць аксіды і хларыды рознага складу. Яны выкарыстоўваюцца ў хімічных сінтэз як водоотнимающие сродкі, як каталізатары і гэтак далей.

Так, адным з самых моцных асушваюць сродкаў з'яўляецца вышэйшы аксід фосфару - Р ₂ Аб _5. Ён настолькі моцна прыцягвае ваду, што пры прамым кантакце з ёй адбываецца бурная рэакцыя з моцным шумавым суправаджэннем. Само па сабе рэчыва ўяўляе сабой белую снегообразную масу, па агрэгатным стане бліжэй да аморфнай.

Кіслародзмяшчальныя арганічныя злучэнні з фосфарам

Вядома, што арганічная хімія па колькасці злучэнняў нашмат пераўзыходзіць неарганічную. Гэта тлумачыцца з'явай ізамерыю і здольнасцю атамаў вугляроду фармаваць рознага будовы ланцужкі атамаў, замыкаючыся адзін з адным. Натуральна, ёсць пэўны парадак, то ёсць класіфікацыя, якой падпарадкоўваецца ўся арганічная хімія. Класы злучэнняў розныя, аднак, нас цікавіць адзін канкрэтны, наўпрост звязаны з разглядаемым элементам. Гэта Кіслародзмяшчальныя злучэння з фосфарам. Да іх адносяцца:

• каферменты - НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат і іншыя;
• вавёркі;
• нуклеінавыя кіслаты, так як рэшту фосфарнай кіслаты ўваходзіць у склад нуклеатыдаў;
• фасфаліпіды і фосфопротеиды;
• ферменты і каталізатары.

Выгляд іёна, у якім фосфар ўдзельнічае ў адукацыі малекулы дадзеных злучэнняў, наступны - РА ₄ ^3-, гэта значыць гэта кіслотны рэшту фосфарнай кіслаты. У склад некаторых бялкоў ён уваходзіць у выглядзе вольнага атама або простага іёна.

Для нармальнай жыццядзейнасці кожнага жывога арганізма дадзены элемент і ўтвараюцца ім арганічныя злучэнні вельмі важныя і неабходныя. Бо без бялковых малекул немагчыма пабудова ніводнай структурнай часткі цела. А ДНК і РНК - галоўныя носьбіты і перадатчыкі спадчыннай інфармацыі. Увогуле, усе злучэнні павінны прысутнічаць у абавязковым парадку.

Прымяненне фосфару ў прамысловасці

Прымяненне фосфару і яго злучэнняў у прамысловасці можна ахарактарызаваць ў некалькіх пунктах.

1. Выкарыстоўваюць у вытворчасці запалак, выбуховых злучэнняў, запальных бомбаў, некаторых відаў паліва, змазачных матэрыялаў.
2. Як паглынальнік газаў, а таксама пры вырабе лямпаў напальвання.
3. Для абароны металаў ад карозіі.
4. У сельскай гаспадарцы ў якасці угнаенняў глебы.
5. Як сродак для змякчэння вады.
6. У Хімічны сінтэз пры вытворчасці розных рэчываў.

Ролю ў жывых арганізмах зводзіцца да ўдзелу ў працэсах адукацыі зубной эмалі і костак. Удзел у рэакцыях ана- і катабалізму, а таксама падтрыманне буфернай ўнутранай асяроддзя клеткі і біялагічных вадкасцяў. З'яўляецца асновай у сінтэзе ДНК, РНК, фасфаліпідаў.