Keerulisi anorgaanilisi ühendeid on kolm klassi: oksiidid, hüdroksiidid (sealhulgas happed ja alused) ja soolad. Paljud metallid ja mittemetallid võivad moodustada oksiide, hüdroksiide ja olla osa happelistest jääkidest. Niisiis, fosfor sisaldub happejäägis PO4. Fosforoksiidi on mitut sorti. Sellest tulenev alt on sellest mitmesuguseid hüdroksiide, mis nendest oksiididest moodustuvad. Suurim fosforhüdroksiid on fosforhape. Selles artiklis käsitleme selle elemendi ja selle ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi, samuti räägime selle levimusest looduses ja muudest huvitavatest faktidest.
Fosfori füüsikalised omadused
See võib esineda erinevates variatsioonides. Fosfor on aine, mis koosneb ühest keemilisest elemendist. Selle aatomid ei ühine molekulideks. Fosfori valem on P. Olenev alt kristallvõre struktuurist võib see element eksisteerida kolme aine kujul.
Kõige levinum on valge fosfor – sellel on vahajas struktuur ja kõrge mürgisus. Selle aine sulamistemperatuur on nelikümmend neli kraadi Celsiuse järgi ja keemistemperatuur on kakssada kaheksakümmend kraadi. Hõõrdumisega antudmaterjalist, süttib see väga kiiresti, nii et nad lõikavad seda ainult veekeskkonda asetades. Kui kuumutate seda pikka aega temperatuuril kakssada viiskümmend kraadi Celsiuse järgi, muutub see punaseks fosforiks. See aine on pruunikaspunase pulbri kujul. Punane fosfor, erinev alt valgest, ei ole mürgine.
Selle elemendi kõige stabiilsemaks eksisteerimisvormiks võib nimetada musta fosforit, mis mõne välise omaduse poolest sarnaneb metalliga: sellel on omapärane läige, kõrge kõvadus, elektri- ja soojusjuhtivus.
Keemia seisukoh alt
Fosfor on keemiline element, mis on perioodilisuse tabeli viiendas rühmas ja kolmandas perioodis. Sellest võime järeldada, et selle valents on viis. Lisaks on perioodilisuse tabelist näha, et elemendi fosfor aatommass on kolmkümmend üks grammi mooli kohta. See tähendab, et 1 mool ainet kaalub 31 grammi. Arvestades fosfori keemilisi omadusi, räägime selle reaktsioonidest nii lihtsate kui ka keerukate ühenditega.
Koosmõju lihtsate ainetega
Esimene asi, millele peate tähelepanu pöörama, on fosfori oksüdatsioon. See on tema reaktsioon hapnikuga. Selle tulemusena võib moodustuda kaks erinevat ainet – kõik sõltub nende komponentide proportsioonidest.
Esimene variant – neli mooli fosforit ja kolm mooli hapnikku moodustavad kaks mooli fosfortrioksiidi. Sellise keemilise interaktsiooni saab kirjutada järgmiseltvõrrand: 4P + 3O2=2P2O3.
Teine võimalus on moodustada neli mooli fosforit ja viis mooli hapnikku ning kaks mooli fosforpentoksiidi. Seda reaktsiooni saab väljendada järgmise võrrandiga:
Mõlema keemilise reaktsiooni korral eraldub märgatav alt valgust. Lisaks võib fosfor interakteeruda selliste lihtsate ainetega nagu metallid, halogeenid (fluor, jood, broom, kloor), väävel. Sellel keemilisel elemendil on nii redutseerivad kui ka oksüdeerivad omadused. Halogeenidega suhtlemise näide on kloorimine. See toimub kahes etapis. Esimene on kahe mooli fosfortrikloraadi moodustumine kahest moolist kõnealusest mittemetallist ja kolmest moolist kloorist. Seda koostoimet saab väljendada järgmise võrrandiga: 2P +3Cl2=2PCl3.
Selle protsessi teine etapp on klooriaatomite lisamine juba saadud fosfortrikloraadile. Seega, kui ühele moolile viimast lisada sama kogus kloori, moodustub üks mool fosforpentakloraati. Kirjutame selle reaktsiooni võrrandi järgmiselt: PCl3 + Cl2=PCl5.
Selles näites on näha fosfori ja metallide vastasmõju seaduspärasusi. Kui võtame kolm mooli kaaliumi ja ühe mooli fosforit, saame ühe mooli kaaliumfosfiidi. Seda tüüpi protsessi saab kirjutada järgmise reaktsioonivõrrandiga: 3K + P=K3R.
Suhtleminekompleksained
Keerulised keemilised ühendid, millega fosfor võib reageerida, hõlmavad happeid ja sooli. Kirjeldame järjekorras vaadeldava elemendi kokkupuute tunnuseid nende kemikaalirühmadega.
Fosfor ja happed
Kõigi teiste seas paistab silma fosfori ja lämmastikhappe koostoime. Sellise reaktsiooni läbiviimiseks on vaja võtta järgmisi komponente: fosforit kolme mooli koguses, viis mooli nitraathapet ja ka vett - kaks mooli. Sellise keemilise koostoime tulemusena saame järgmised tooted: fosforhape ja lämmastikoksiid. Selle reaktsiooni võrrand on kirjutatud järgmiselt: 4 + 5NO.
Fosfor ja soolad
Sellist keemilist koostoimet võib vaadelda vaadeldava mittemetalli reaktsiooni näitel vasksulfaadiga. Selle protsessi läbiviimiseks on vaja võtta kaks mooli fosforit, viis mooli vasksulfaati ja kaheksa mooli vett. Nende ainete interaktsiooni tulemusena saame järgmised keemilised ühendid: sulfaathapet viis mooli, puhast vaske - sama palju ja fosforhapet - kaks mooli. Selle protsessi saab kirjutada järgmise võrrandi kujul: SO4 + 5Cu + 2H3PO4.
Selle mittemetalli hankimine
Tööstuses ekstraheeritakse kõnealust ainet keemilisest ühendist, nagu k altsiumfosfaat. Selle jaoksviiakse läbi järgmine keemiline reaktsioon: määratud sool segatakse liiva (ränioksiidi) ja süsinikuga molaarsuhtes 1:3:5, mille tulemusena saadakse k altsiumsilikaat, fosfor ja tšaadgaas molaarsuhtes 3:2:5.
Fosforiühendid ja nende omadused
Kõige levinum vaadeldavate mittemetallide ühenditest on fosforhüdroksiid. Seda võib olla mitut tüüpi, olenev alt oksiidist, millest see on moodustatud. Fosforhüdroksiidi saab saada keemilise reaktsiooni läbiviimisel selle oksiidi ja vee vahel. Nende reaktsioonide tõttu moodustuvad erinevat tüüpi ained. Seega saab hüdroksiidi (3) saada trioksiidist ja fosforhüdroksiidi (5) pentoksiidist. Nendel ainetel on happelised omadused ja nad on omakorda võimelised reageerima metallide, soolade, alustega jne.
Kõige kõrgem fosforhüdroksiid on fosforhape. See on hapnikurikas ja kolmealuseline. Selle valem on H3PO4.
Põhi keemilised omadused
Fosforhüdroksiid, mille valem on toodud ülal, on võimeline reageerima nii lihtsate kui ka keerukate ainetega. Vaatame neid protsesse lähem alt.
Fosforhappe reaktsioonid metallidega
Nagu teised selle klassi keemilised ühendid, on fosforhüdroksiid võimeline suhtlema metallidega. Selle protsessi käigus toimub nihkumisreaktsioon, mille käigus metalliaatomid tõrjuvad välja vesinikuaatomeid, moodustades seeläbi soola ja vesinikku, mis paiskub õhku ebameeldiva lõhnaga gaasina. Selleks, et see reaktsioonvõib realiseerida, peab metall asuma elektrokeemilises aktiivsusreas vesinikust vasakul. See tähendab, et sellised ained nagu vask, hõbe ja muud sarnased ained ei suuda fosforhappega reageerida, kuna oma madala keemilise aktiivsuse tõttu ei suuda nad oma ühenditest vesinikuaatomeid välja tõrjuda.
Võtke näiteks alumiinium. Kui kahele moolile fosforhüdroksiidile lisada kaks mooli seda elementi, saame alumiiniumfosfaati ja vesinikku vastav alt 2 ja 3 mooli. Selle reaktsiooni võrrand on kirjutatud järgmiselt: 2Al + 2H3PO4=2AlPO4 + 3H 2.
Suhtlemine alustega
Fosforhüdroksiid, nagu paljud teised happed, võib astuda keemilistesse reaktsioonidesse alustega. Selliseid protsesse nimetatakse vahetusreaktsioonideks. Selle tulemusena moodustub uus hüdroksiid ja ka uus hape. Sellised reaktsioonid võivad toimuda ainult siis, kui üks saadud saadustest on vees lahustumatu, see tähendab, et see sadestub, aurustub gaasina või on vesi või väga nõrk elektrolüüt.
Fosforhape ja soolad
Sellisel juhul toimub ka vahetusreaktsioon. Selle tulemusena saate uue happe ja soola. Sellise reaktsiooni toimumiseks tuleb järgida ka ülalkirjeldatud reeglit.
Fosfori ja selle ühendite kasutamine tööstuses
Esiteks kasutatakse selle keemilise elemendi ühendeidsegu valmistamine, mida kantakse tikutooside külgpinnale. Tikupead endid on samuti töödeldud fosforit sisaldava seguga.
Vaatatava mittemetalli pentoksiidi kasutatakse laialdaselt gaasikuivatina. Seda kasutatakse ka keemiatööstuses fosforhüdroksiidi saamiseks, mille valemit ja omadusi käsitleti eespool. Lisaks kasutatakse seda klaasi valmistamisel.
Fosforhüdroksiidi kasutatakse ka paljudes tööstusharudes. Esiteks kasutatakse seda väetiste valmistamisel. See on tingitud asjaolust, et fosfor on taimede jaoks lihts alt eluliselt vajalik. Seetõttu on mitmeid erinevaid väetisi, mida valmistatakse kõnealuse mittemetalli ühendi baasil. Nendel eesmärkidel kasutatakse selliseid aineid nagu k altsiumfosfaat. Soola kasutatakse väetisena jahvatatud kujul. Lisaks kasutatakse selleks tavalist ja topeltsuperfosfaati. Ammofossi ja nitroammofossi võib kasutada ka väetisena. Hõbedaühendite sisalduse määramiseks lahuses kasutatakse reagendina lisaks kõigele eelnevale sooli või fosforhüdroksiidi. Seega lisatakse lahusele aine, mis sisaldab happejääki PO4. Kui viimane sisaldab sooli või hõbehüdroksiidi, tekib rikkalik kollane sade. See on argentumfosfaat, mille keemiline valem on järgmine: AgNO3.
Fosfori aatomi struktuur
Nagu teate, koosnevad kõik aatomid tuumast ja pöörlevatest elektronidestTema ümber. Tuum sisaldab prootoneid ja neutroneid. Elektronidel on negatiivne laeng, prootonitel positiivne ja neutronitel null. Fosfori seerianumber perioodilisustabelis on viisteist. Sellest võime järeldada, et selle tuum sisaldab viisteist prootonit. Kui aatom on neutraalne ja mitte ioon, siis on elektrone sama palju kui prootoneid. See tähendab, et fosfori puhul on neid viisteist.
Kui üks elektronidest lahkub oma orbiidilt, muutub aatom positiivselt laetud iooniks, st katiooniks. Ühe elektroni liitumisel tekib negatiivselt laetud ioon – anioon.
Keemiliste elementide perioodilisuse tabelis on näha, et fosfor kuulub kolmandasse perioodi. Sellest selgub, et ümber tuuma on kolm orbiiti, millel elektronid on ühtlaselt jaotunud. Esimesel on kaks, teisel kaheksa ja kolmandal viis.
Levikus looduses
Fosfori massiosa maakoores on 0,08%. See ei ole looduses väga levinud keemiline element. Siiski on terve rühm mineraale, mis sisaldavad fosforit. Need on apatiidid, aga ka fosforiidid. Esimesest rühmast on kõige levinum fluorapatiit. Selle keemiline valem on järgmine: 3Ca3(PO4)2•CaF2. See on läbipaistvates, rohelistes ja türkiissinistes toonides. Fosforiitidest on kõige levinum k altsiumfosfaat, mille keemiline valem on järgmine: Ca3(PO4)2. Lisaks fosforiühendidleidub erinevate elusorganismide kudedes.
Fosfori ja selle ühendite roll looduses ja organismis
See keemiline element on väga oluline peaaegu kõigi elundite ja nende süsteemide normaalseks toimimiseks. Esiteks, ilma selleta on neerude tõrgeteta toimimine võimatu. See element osaleb keha ainevahetusprotsessides. Samuti soodustab see kudede kiiret taastumist. Ilma selleta ei saa osa vitamiine lihts alt organismile kasulikuks aktiveerida – seetõttu lisatakse fosforit sageli peaaegu kõikidele vitamiinipreparaatidele lisakomponendina. Lisaks on see üks keemilistest elementidest, mis tagavad südame normaalse toimimise. Lisaks kõigele eelnevale osaleb ta rakkude pooldumise protsessis, mistõttu on elu Maal ilma selle mikroelemendita võimatu.
Vee-soola tasakaalu reguleerimine on veel üks funktsioon, mida käesolevas artiklis käsitletud mittemetallide ühendid kehas täidavad. Lisaks on see luu- ja lihaskoe üks peamisi komponente. Suur osa sellest leidub ka hammastes. Muuhulgas väärib märkimist ka see, et fosfor osaleb närvisüsteemi normaalse talitluse tagamises. Kõnealuse mikroelemendi vaeguse sümptomid organismis on järgmised: suurenenud väsimus, madal efektiivsus, närvisüsteemi talitlushäired (neuroos, hüsteeria jne), liiga sagedased külmetushaigused, südamelihase kurnatus., valu luudes ja lihastes, väga halb isu. Et vältida sellist nähtust nagu fosfori puudumine kehas, peate teadmamillised toidud seda sisaldavad.
Esiteks tuleks kõnealust keemilist elementi sisaldavate toiduainete hulgast eraldi välja tuua kala. Eriti kõrget fosforisisaldust täheldatakse sellistes liikides nagu tuur, makrell, stauriid, tuunikala, sardiin, moiva, pollok, meritint. Lisaks leidub selles artiklis käsitletud mikroelementi krabilihas, krevettides ja ka piimatoodetes, nagu kodujuust, sulatatud juust ja juust.
Järeldused
Fosfor, ehkki mitte väga levinud keemiline element planeedil, on suure tähtsusega nii tööstuslikust kui ka bioloogilisest vaatepunktist. Teda ja tema ühendeid, eriti fosforhüdroksiidi, kasutatakse mitmesuguste toodete valmistamisel. Artiklis kirjeldati ka fosforhüdroksiidi (fosforhappe) omadusi ning selle koostoime omadusi metallide, aluste ja sooladega.
