Foszfor vörös fehér fekete. A vörös foszfor a foszfor stabil és biztonságos formája
A foszfor meglehetősen gyakori kémiai elem bolygónkon. Nevének fordítása „világító”, mert tiszta formájában fényesen világít a sötétben. Ezt az elemet teljesen véletlenül fedezte fel Henning Brand alkimista, amikor aranyat próbált kivonni a vizeletből. Így a foszfor lett az első olyan elem, amelyet az alkimisták kísérleteikkel megszerezhettek.
A foszfor jellemzői
Kémiailag nagyon aktív, ezért a természetben csak ásványi anyagok - más elemekkel alkotott vegyületek - formájában található meg, amelyekből 190 faja van. A legfontosabb vegyület a kalcium-foszfát. Jelenleg az apatitoknak számos fajtája ismert, amelyek közül a fluorapatit a leggyakoribb. Az üledékes kőzetek - foszforitok - különféle típusú apatitokból állnak.
A foszfor nagyon fontos az élő szervezetek számára, mivel különféle vegyületek formájában része a növényi és állati fehérjéknek.
A növényekben ez az elem elsősorban a magfehérjékben található, és az állati szervezetekben - a vérben, a tejben, az agysejtekben és a gerincesek csontjaiban nagy mennyiségű foszfor található kalcium-foszfát formájában.
A foszfor három allotróp módosulatban létezik: fehér foszfor, vörös és fekete. Nézzük meg őket közelebbről.
A fehér foszfor gőzének gyors lehűtésével nyerhető. Ezután szilárd kristályos anyag képződik, amely tiszta formájában teljesen színtelen és átlátszó. Az eladásra értékesített fehér foszfor általában enyhén sárgás színű, és megjelenésében nagyon hasonlít a viaszra. Hidegben ez az anyag törékennyé válik, 15 fok feletti hőmérsékleten pedig megpuhul, és késsel könnyen vágható.
A fehér foszfor nem oldódik vízben, de jól reagál a szerves oldószerekre. Levegőben nagyon gyorsan oxidálódik (égni kezd), és egyúttal világít a sötétben. Valójában a világító anyaggal kapcsolatos ötletek és a detektívtörténetek kifejezetten a fehér foszforhoz kapcsolódnak. Erős méreg, kis adagokban is halálos.
A vörös foszfor egy sötétvörös szilárd anyag, amelynek tulajdonságai feltűnően eltérnek a fent leírtaktól. Levegőn nagyon lassan oxidálódik, sötétben nem világít, csak hevítésre világít, szerves oldószerekben nem oldódik, nem mérgező. Erős melegítéssel, amelyben nincs hozzáférés a levegőhöz, olvadás nélkül gőzzé alakul, amelyből lehűtve fehér foszfort kapnak. Mindkét elem égésekor foszfor-oxid képződik, amely bizonyítja, hogy összetételükben ugyanaz az elem található. Más szavakkal, egyetlen elemből, a foszforból állnak, és annak allotróp módosulatai.
A feketefoszfort fehérfoszforból nyerik 200 Celsius fokon, nagy nyomáson. Réteges szerkezetű, fémes fényű, megjelenésében a grafithoz hasonló. Ennek az anyagnak a szilárd típusai közül ez a legkevésbé aktív.
A foszforról úgy tartják, hogy egy sötétben világító ásvány, amely mérgező és gyúlékony. De ez csak egy része az igazságnak erről a csodálatos elemről. A foszfor is eltérő lehet, közvetlenül ellentétes tulajdonságokkal.
Mi a vörös foszfor?
A foszfor többféle változatban (allotróp formában) létezhet, amelyek fizikai és kémiai tulajdonságaikban nagymértékben különböznek egymástól. Ennek oka a szerkezeti különbségek. Például a fehér foszfor kristályrácsa molekuláris, a vörös foszfor rácsa pedig atomi. Ennek köszönhetően lassan reagál más anyagokkal és normál körülmények között levegőn stabil (a fehér foszfor meggyullad a levegőben). Összesen több mint húsz módosítást találtak a foszforban, amelyek közül négy stabil (fehér, vörös, fekete és fémes foszfor), a többi instabil.
A vörös foszfor egy nagyon érdekes anyag, természetes szervetlen polimer, amelynek képlete (P 4) n, és piramisszerűen kapcsolódó atomokból álló nagyon összetett szerkezetű.
A vörösfoszfor tulajdonságai bizonyos mértékig a termelés körülményeitől függenek. A hőmérséklet, a fény és a katalizátorok változtatásával előre látható tulajdonságokkal rendelkező vörösfoszfor típusokat lehet létrehozni.
A vörösfoszfor felfedezője az osztrák A. Schrötter, aki egy lezárt ampulla fehér foszforral és szén-monoxiddal +500 °C-os melegítésével szerezte meg.
A vörös foszfor tulajdonságai
A vörösfoszfort a fehérfoszfor magas hőmérsékleten (250-300 °C) történő hosszan tartó melegítésével állítják elő, levegőhöz nem jutva. Az anyag színe a bíborvöröstől az ibolyaszínig változik.
A vörös foszfor, ellentétben híresebb „testvérével”, a fehér foszforral, szilárd anyag, nem lumineszkál, és gyakorlatilag semmiben nem oldódik (sem vízben, sem szerves oldószerekben, sem szén-diszulfidban). Nem mérgező, levegőben csak +240-260 °C hőmérsékleten gyullad meg spontán (valójában nem maga a vörös foszfor gyullad meg, hanem annak gőzei, amelyek lehűlés után fehér gyúlékony foszforrá alakulnak) .
A vörösfoszfor sűrűsége nagyobb, mint a fehérfoszforé, és 2,0-2,4 g/cm3 (az adott módosulástól függően).
A levegőben a vörös foszfor felszívja a nedvességet és oxidálódik, oxiddá alakulva; folytatva a nedvesség felszívódását, sűrű foszforsavvá alakul („ázik”). Ennek fényében a reagenst hermetikusan le kell zárni, megakadályozva a levegő nedvességtartalmát. Melegítéskor a vörösfoszfor nem olvad meg, hanem szublimál (elpárolog). Kondenzáció után az anyag gőze fehér foszforrá alakul.
A vörösfoszfor alkalmazásai
A vörösfoszfor gyakorlatilag nem mérgező, felhasználása és tárolása sokkal biztonságosabb, mint a fehér foszfor. Ezért a foszfidok, foszfortartalmú műtrágyák és a foszforsav különféle származékai ipari előállításánál leggyakrabban vörös foszfort használnak.
Magát a vörösfoszfort főként gyufa készítésére használják. Ez benne van a „rács” keverékben, amelyet a dobozra alkalmaznak. Kenőanyagokban, gyújtóanyagokban, üzemanyagokban és izzólámpák gyártásában is használják.
Nem tudja hol vásárolhat vörös foszfort?
Vörös foszfort és különféle egyéb vegyi anyagokat vásárolhat az egyik legnagyobb laboratóriumi felszerelések boltjában, a Prime Chemicals Group-ban. Megfizethető árakkal és kényelmes szállítással rendelkezünk Moszkva és a régió egész területén, és képzett vezetők segítenek a választásban.
Minden amiről szól Vörös foszfor
FOSZFOR(a görög foszfor - világító; lat. Foszfor) - a földkéreg egyik leggyakoribb eleme, amely a 3. periódusban található, a fő alcsoport 5. csoportjában. Tartalma tömegének 0,08-0,09%-a. A tengervíz koncentrációja 0,07 mg/l. Magas kémiai aktivitása miatt szabad állapotban nem található meg. Körülbelül 190 ásványt képez, amelyek közül a legfontosabbak az apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), a foszforit Ca3(PO4)2 és mások. A foszfor a zöld növények minden részében megtalálható, még inkább a gyümölcsökben és a magvakban. Az állati szövetekben található, fehérjék és más esszenciális szerves vegyületek (ATP, DNS) része, és az élet eleme.
Sztori
Foszfor Hennig Brand hamburgi alkimista fedezte fel 1669-ben. Más alkimistákhoz hasonlóan Brand is megpróbálta megtalálni a bölcsek kövét, de fényes anyagot kapott. Brand az emberi vizelettel végzett kísérletekre összpontosított, mert úgy vélte, hogy arany színű, aranyat vagy más bányászat szempontjából hasznos dolgot tartalmazhat. Kezdetben az volt a módszere, hogy először hagyta a vizeletet néhány napig, amíg a kellemetlen szag eltűnt, majd forralta, amíg ragacsos nem lesz. A paszta magas hőmérsékletre melegítésével és buborékok megjelenésével azt remélte, hogy amikor lecsapódnak, aranyat fognak tartalmazni. Több órányi intenzív forralás után fehér viaszszerű anyagszemcséket kaptunk, amelyek nagyon fényesen égtek és a sötétben is csillogtak. A márka ezt az anyagot phosphorus mirabilisnek nevezte el (latinul „csodálatos fényhordozó”). Brand felfedezése a foszforra volt az első új elem felfedezése az ókor óta.
Valamivel később a foszfort egy másik német kémikus, Johann Kunkel szerezte meg.
Brandtől és Kunkeltől függetlenül a foszfort R. Boyle szerezte meg, aki az 1680. október 14-én kelt és 1693-ban megjelent „A foszfor előállításának módja emberi vizeletből” című cikkében írta le.
A foszfor előállításának továbbfejlesztett módszerét 1743-ban publikálta Andreas Marggraf.
Bizonyítékok vannak arra, hogy az arab alkimistáknak sikerült foszforhoz jutniuk a 12. században.
Lavoisier bebizonyította, hogy a foszfor egyszerű anyag.
A név eredete
1669-ben Henning Brand fehér homok és elpárolgott vizelet keverékének hevítésével egy sötétben izzó anyagot kapott, amelyet először „hideg tűznek” neveztek. A „foszfor” másodlagos név a görög „φῶς” – fény és „φέρω” – hordoz szavakból származik. Az ókori görög mitológiában a Phosphorus (vagy Eosphorus, ógörögül Φωσφόρος) nevet a Hajnalcsillag őrzője viselte.
Foszfor beszerzése
Foszfor apatitokból vagy foszforitokból koksz és szilícium-dioxid kölcsönhatás eredményeként 1600 °C hőmérsékleten:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3
A keletkező fehér foszforgőzöket egy tartályban kondenzálják víz alatt. Foszforitok helyett más vegyületek is redukálhatók, például a metafoszforsav:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 12CO
Fizikai tulajdonságok
Alapvető foszfor normál körülmények között több stabil allotróp módosulatot képvisel; A foszfor allotrópia kérdése összetett és nem teljesen megoldott. Általában egy egyszerű anyagnak négy módosítása van - fehér, vörös, fekete és fémfoszfor. Néha fő allotróp módosításoknak is nevezik őket, ami arra utal, hogy az összes többi e négy változata. Normál körülmények között a foszfornak csak három allotróp módosulata van, ultramagas nyomáson pedig fémes formája is van. Minden módosítás különbözik színben, sűrűségben és egyéb fizikai jellemzőkben; A fehér foszforról a fémes foszforra való áttérés során észrevehető tendencia mutatkozik a kémiai aktivitás éles csökkenésére és a fémes tulajdonságok növekedésére.
Vörös foszfor
Vörös foszfor, más néven ibolya foszfor, az elemi foszfor termodinamikailag stabilabb módosítása. Először 1847-ben Svédországban, A. Schrötter osztrák kémikus szerezte be fehér foszfor melegítésével 500 °C-on szén-monoxid (CO) atmoszférában egy lezárt üvegampullában.
A vörösfoszfor képlete Pn, és összetett szerkezetű polimer. Az előállítási módtól és a vörösfoszfor aprítási fokától függően a lilás-pirostól a liláig terjedő árnyalatai vannak, öntött állapotban pedig sötétlila fémes fényű, réz árnyalattal. A vörös foszfor kémiai aktivitása lényegesen alacsonyabb, mint a fehér foszforé; kivételesen alacsony oldhatóság jellemzi. A vörösfoszfor feloldása csak bizonyos olvadt fémekben (ólomban és bizmutban) lehetséges, amelyet néha nagy kristályok előállítására használnak. Például a német fizikai kémikus, I. V. Hittorf volt az első, aki tökéletesen felépített, de kicsi kristályokat (Hittorf-foszfor) szerzett. A vörös foszfor 240-250 °C hőmérsékletig nem gyullad spontán módon a levegőben (amikor a szublimáció során fehér formává alakul), de súrlódás vagy ütközés hatására spontán meggyullad, teljesen hiányzik belőle a kemilumineszcencia jelensége. Nem oldódik vízben, valamint benzolban, szén-diszulfidban és másokban, oldódik foszfor-tribromidban. A szublimációs hőmérsékleten a vörös foszfor gőzzé alakul, hűtés hatására főleg fehér foszfor keletkezik.
Virulencia Vörös foszfor ezerszer kevesebb, mint a fehér, ezért sokkal szélesebb körben használják, például gyufagyártásban (a dobozok dörzsölő felületét vörösfoszfor alapú összetétellel vonják be)
A "TURKA" összetétele
|
Vörös foszfor |
30,8 % |
|
Antimon-triszulfid |
41,8 % |
|
Vas Surik |
12,8 % |
|
Kréta |
2,6 % |
|
Fehér Cink |
1,5 % |
|
Üvegföld |
3,8 % |
|
Csontragasztó |
6,7 % |
A vörösfoszfor sűrűsége is magasabb, öntött formában eléri a 2400 kg/m³-t. Levegőn tárolva a vörös foszfor nedvesség jelenlétében fokozatosan oxidálódik, higroszkópos oxidot képezve, felszívja a vizet és nedves lesz („ázik”), viszkózus foszforsavat képezve; ezért légmentesen záródó edényben tároljuk. „Áztatáskor” vízzel mossák, hogy eltávolítsák a maradék foszforsavat, szárítsák és rendeltetésszerűen használják fel.
Kémiai tulajdonságok
A foszfor kémiai aktivitása sokkal magasabb, mint a nitrogéné. A foszfor kémiai tulajdonságait nagymértékben meghatározza allotróp módosulása. A fehér foszfor nagyon aktív a vörös és fekete foszforra való átállás során, a kémiai aktivitás meredeken csökken. A fehér foszfor sötétben világít a levegőben, az izzás a foszforgőz alacsonyabb oxidokká történő oxidációjának köszönhető. Folyékony és oldott állapotban, valamint gőzökben 800 ° C-ig a foszfor P4 molekulákból áll. 800 °C fölé hevítve a molekulák disszociálnak: P4 = 2P2. 2000 °C feletti hőmérsékleten a molekulák atomokra bomlanak.
Kölcsönhatás egyszerű anyagokkal
Foszfor oxigénnel könnyen oxidálódik:
4P + 5O2 → 2P2O5 (többlet oxigénnel)
4P + 3O2 → 2P2O3 (lassú oxidációval vagy oxigénhiánnyal)
Kölcsönhatásba lép sok egyszerű anyaggal - halogénekkel, kénnel, néhány fémmel, oxidáló és redukáló tulajdonságokat mutatva:
fémekkel - oxidálószerrel, foszfidokat képez:
2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2
a foszfidok vízzel és savakkal bomlanak le, és nemfémekkel foszfinná alakulnak - redukálószer:
2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Nem lép kölcsönhatásba hidrogénnel.
Kölcsönhatás vízzel
Kölcsönhatásba lép a vízzel és az aránytalanságokkal:
8P + 12H2O = 5PH3 + 3H3PO4 (foszforsav)
Kölcsönhatás lúgokkal
Lúgos oldatokban az aránytalanság nagyobb mértékben fordul elő:
4P + 3KOH + 3H2O → PH3 + 3KH2PO2
Helyreállító tulajdonságok
Az erős oxidálószerek a foszfort foszforsavvá alakítják:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Az oxidációs reakció akkor is bekövetkezik, ha a gyufa meggyújt;
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
Alkalmazás
Foszfor a legfontosabb biogén elem, ugyanakkor nagyon széles körben alkalmazható az iparban. A vörös foszfort gyufa előállításához használják. A finomra csiszolt üveggel és ragasztóval együtt a doboz oldalfelületére kerül felhordásra. Amikor a kálium-klorátot és ként tartalmazó gyufafej dörzsölődik, meggyullad.
Az elemi foszfor toxikológiája
Vörös foszfor gyakorlatilag nem mérgező. A vörös foszfor por a tüdőbe belélegzve krónikus tüdőgyulladást okoz.
Fehér foszfor nagyon mérgező, lipidekben oldódik. A fehér foszfor halálos dózisa 50-150 mg. Amikor a fehér foszfor a bőrre kerül, súlyos égési sérüléseket okoz.
Az akut foszformérgezés a szájban és a gyomorban égő érzésben, fejfájásban, gyengeségben és hányásban nyilvánul meg. 2-3 nap múlva sárgaság alakul ki. A krónikus formákat a kalcium-anyagcsere zavarai, valamint a szív- és érrendszeri és idegrendszeri károsodások jellemzik. Az akut mérgezés elsősegélynyújtása gyomormosás, hashajtók, tisztító beöntés, intravénás glükóz oldatok. Bőrégések esetén az érintett területeket réz-szulfát- vagy szódaoldattal kezelje. Az ipari helyiségek levegőjében a foszforgőzök megengedett legnagyobb koncentrációja 0,03 mg/m³, az átmenetileg megengedett koncentráció a légköri levegőben 0,0005 mg/m³, az ivóvízben a megengedett legnagyobb koncentráció 0,0001 mg/dm³.
Általános információk és beszerzési módszerek
A foszfor (P) nem fém. 1669-ben fedezte fel Brand (Németország), aki egy sötétben világító anyagot szerzett. Eredeti elnevezése „hideg tűz”, a későbbi neve foszfor, a görög „phosph6ros” szóból – világító.
Lavoisier megállapította a foszfor elemi természetét. 1771-ben Schee-le egy módszert javasolt a csonthamuból szénnel való kalcinálással foszfor előállítására.
A 19. század második felében. megszervezték a foszfor ipari előállítását foszforitokból retortakemencékben; század elején Ezeket elektromos sütők váltották fel.
A legfontosabb foszfortartalmú ásványok az apatit és a foszforit. Az apatitokban a foszfortartalom (P2O5-ben kifejezve) 20-41%.
A foszforitok üledékes eredetű ásványok, amelyek fő összetevője a kalcium-foszfátok; emellett számos kvarc, kalcit, glaukonit stb. zárványt, valamint szerves anyagokat tartalmaznak. A foszforitok foszfortartalma (P2O5-ben kifejezve) 5-36%.
Jelenleg a foszfort úgy nyerik, hogy foszforitokat vagy apatitokat elektromos kemencékben homokkal (Si0 2) és szénnel (C) égetnek levegőhöz nem jutva. A felszabaduló foszforgőzök egy tartályban kondenzálódnak a víz alatt.
Fizikai tulajdonságok
Atom jellemzői. Atomszáma 15, atomtömege 30,973 a. eszik. atomtérfogat 13,93-10_v m 3 /mol. Atomsugár 0,134 nm, ionsugár P 6 +, P 3 +, P 3 - 0,035; 0,044; 0,186 nm. Elektronegativitás 2.1. A külső elektronhéjak konfigurációja 3s 2 3p 3. Ionizációs potenciál értékek / (eV): 10,55; 19,65; 30.16.
A vörös foszfor amorf anyag; szín - barnától liláig; akkor képződik, amikor a fehér foszfort levegő nélkül hevítik 250-300 ° C-ra több órán keresztül. Ha a vörösfoszfort hosszú ideig 450 °C fölé hevítjük, különböző kristályos formái léteznek: triklin, köbös, tetragonális stb.
A feketefoszfor a fehérfoszfor 200-220 °C-ra és 1,2-1,7 GPa nyomásra való melegítésével jön létre. Ezt az átalakítást higany és kis mennyiségű fekete foszforkristály jelenlétében normál nyomáson és 370 °C hőmérsékleten 8 napon keresztül végezzük.
A fekete foszfornak vannak amorf és kristályos formái. A fekete foszfor kristályok rombusz alakú rácsával rendelkeznek, amelynek paraméterei: l = 0,331 nm, 6 = 0,438 nm, c = 1,050 nm. Egy cellában 8 atom van.
A kristályrács energiája 315 μJ/kmol. Az atomok elektronaffinitása 0,8-0,9 eV; molekuláris disszociációs energia 5,0 eV. A termikus neutronbefogás effektív keresztmetszete 19-10 -30 mg.
Sűrűség. Fehér foszfor: az a-módosítás sűrűsége p = = 1,828 Mg/m3, a 6-módosításé 1,880 Mg/m3. A sárga sűrűsége 2,223 Mg/m3, a kristályos fekete 2,702 Mg/m3, az amorf fekete 2,250 Mg/m3, a vörös 2000-2400 Mg/m3.
Kémiai tulajdonságok
A foszfor oxidációs foka +5, 4-3, -3. A +5 oxidációs állapotú foszfor elektrokémiai egyenértéke 0,06421 mg/C.
A foszfor különféle módosulatai élesen különböznek a kémiai aktivitásban: fehér, piros, fekete (az aktivitás csökkenésének sorrendjében).
A finomra őrölt fehérfoszfor levegőben spontán meggyullad, és 50 °C feletti hőmérsékleten kompakt formában gyullad meg.
Normál hőmérsékleten és páratartalom mellett a vörösfoszfor lassan reagál a vízgőzzel és az oxigénnel, de levegőben tárolva nagy mennyiségben meggyullad.
A fekete foszfor stabilabb és biztonságosan feldolgozható levegőn.
A foszfor normál körülmények között nem lép kölcsönhatásba a hidrogénnel, ezért ezen elemek vegyületeit közvetetten nyerik, nevezetesen: sav vagy víz hatása fémfoszfidokra, forrásban lévő fehér foszfor kálium-hidroxid oldattal, alacsonyabb foszfortartalmú savak termikus bomlása stb.
A foszfor következő hidrogénvegyületei ismertek: РН3 foszfin, Р2Н4 difoszfin és a foszfor szilárd rövid szénláncú hidridjei, amelyek a РгпН„ általános képletnek felelnek meg. A foszfin erős redukálószer.
A szilárd kis szénatomszámú foszfor-hidridek (PlnH) polimerek, és sok tekintetben szerves műanyagokra és foszfátüvegekre hasonlítanak.
A foszfor oxigénnel oxidok sorozatát képezi.
A foszfor (V)-oxid P 205 vagy foszforsav-anhidrid egy fehér, higroszkópos por, amely 360 °C-on és atmoszférikus nyomáson szublimál. Fény hatására a P2O5 zölden világít.
A foszforsav-anhidrid reakcióba lép fémekkel, és foszfátok és foszfidok keverékét képezi; nem reagál a fluoron kívül más halogenidekkel; sok szerves anyagot dehidratál; reagál alkoholokkal, fenolokkal, éterekkel, alkil-foszfátokkal stb.; bázikus oxidokkal összeolvasztva szilárd foszfátokat képez.
A foszfor(III)-oxid P 2 0 3 vagy foszfor-anhidrid illékony fehér kristály, mérgező, szerves oldószerekben oldódik, és hosszan tartó tárolás során spontán lebomlik. Erős redukáló tulajdonságokkal rendelkezik, klórral és brómmal reagál, oxihalogenideket képezve.
A foszfor (IV) oxid vagy foszfor-tetroxid P0 2 (P20 4) egy polimer (P0 2)„, fényes átlátszó kristályok, amelyek 780 ° C felett szublimálódnak, szétterülnek a levegőben, felszívják a nedvességet és jól oldódnak vízben.
A foszfor robbanásszerűen reagál a fluorral; klór és bróm légkörében a fehér foszfor meggyullad a hidegben; vörös foszforral a reakció nyugodtan megy végbe; A fehér foszfor kölcsönhatásba lép a jóddal hűtéskor, a vörös foszfor pedig melegítéskor. A foszfor-halogenidek rendkívül reakcióképesek; a kémiai aktivitás a fluoridokról a jodidokra csökken, és az erő is hasonlóan csökken.
Amikor a foszfor 100 °C alatt összeolvad a kénnel, szilárd oldatok képződnek; 100 °C felett - kristályos szulfidok P 4 S 3, P 4 S 5, P4S7, P 4 S, 0.
Ha a frissen desztillált P 4 0b foszfor(III)-oxidot nitrogénatmoszférában számított mennyiségű kénnel keverjük össze, foszfor-oxi-szulfidok képződnek: P 2 0 3 S 2, P 2 0 2 S 3, P 4 0 4 S 3, P 6 O 10 S5 . Ismeretesek a polimer-szulfidok is, amelyek összetétele megfelel a 0 mólaránynak< Я/5 < 0,4.
A foszfor gőzökben magas hőmérsékleten (2000 °C felett) reagál szénnel.
Amikor a foszfor(III)-klorid PC1 3 kölcsönhatásba lép acetilén-magnézium-jóddal (C 2 Mg 2 l2), sárgásfehér amorf karbidcsapadék (PC 3) képződik, amely nem oldódik közönséges oldószerekben, és nem roncsolják a savak, ill. lúgok, de a legkisebb hevítésre szénkibocsátással meggyullad
A foszforgőz elektromos kisülésben nitrogénnel reagál, szilárd nitrideket képezve. A tiszta nitridek fehérek, szobahőmérsékleten inertek, és nem lépnek kölcsönhatásba vízzel, klórral, sósavval és híg kénsavval. Forrásban lévő tömény kénsav hatására teljesen lebomlik. 500-700 °C felett a foszfor-nitridek disszociálva nitrogént és elemi foszfort képeznek.
Fémekkel, valamint elektropozitívabb elemekkel (B, Si, As stb.) a foszfor foszfidokat képez, amelyek heves reakcióba lépnek vízzel és ásványi savakkal.
A réz alcsoportba tartozó fémek foszfidjai termikusan instabilak, még forralva sem oldódnak salétromsavban, félvezetők.
A cink alcsoportba tartozó fémek foszfidjai víz és savak hatására könnyen lebonthatók, oxigénáramban könnyen égnek, a száraz hidrogén nem hat rájuk, a fluor már szobahőmérsékleten hat, a klór, bróm és jód pedig csak melegítéskor.
Az átmeneti fémek foszfidjai, valamint a lantanidok és aktinidák fizikai tulajdonságaikban közel állnak akár a félvezetőkhöz (VP, NbP, TaP, CrP, MoP, WP, MnP), akár a fémekhez (TiP, ZrP, HtP). Kémiailag viszonylag stabilak, a foszfortartalom csökkenésével csökken a vegyszerállóságuk. A nemfémek foszfidjai és az úgynevezett félfémek kovalens vegyületek, amelyek vagy dielektrikumok vagy félvezetők. A bór alcsoport elemeinek foszfidjai csökkentik a kémiai aktivitást BP-ről InP-re, és a TeP normál körülmények között egyáltalán nem képződik.
A IV. csoportba (Si, Ge, Sn, Pb) és a periódusos rendszer V. csoportjába (As, Sb) tartozó elemek foszfidjai kémiailag instabilak.
Szilíciummal a foszfor Si 2 P-t és SiP-t, germánium GeP-t, ón Sn 4 P 3-at és SnP 4-et, ólom Pb 3 P 2-t, arzén AsP-t, antimon SbP-t képez. Bizmut-foszfidok nem képződnek.
Foszfor melegítésekor HC gőzben! PH 3 foszfin képződik, a foszfor és HBr kölcsönhatás termékeiben a PH 4 Br foszfónium-bromid izolálódik, HI - foszfor dinodnd P 2 1 4 és foszfónium-jodid PH 4 1.
Amikor a foszfort erős lúgok vizes oldatával hevítik, foszfin PH 3 képződik.
A foszfor nem lép kölcsönhatásba vízzel, de 600-900 °C hőmérsékleten nyomás alatt és katalizátorok (Pt, Ti, Zr, Cu) jelenlétében foszforsav H 3 P0 4 és hidrogén képződik.
A fehér foszfor könnyen oxidálódik alacsony redoxpotenciálú fémsók (Cu, Ag, Au, Pb stb.) vizes oldataival; a vörös és a fekete foszfor nem oxidálódik.
A szerves foszforvegyületek szerkezetük szerint foszfortartalmú karbonsavakra és származékaikra (észterekre, amidokra stb.), valamint foszfinokra, származékaikra és rokon anyagokra oszthatók. Ezen vegyületek mindegyikében közvetlen kapcsolat van a foszfor és a szén között.
Felhasználási területek
Az elemi foszfort katonai ügyekben, gyufaiparban használják termikus foszforsav, polifoszfátok, kloridok, szulfidok, foszfidok és egyéb vegyületek előállítására.
A kohászatban a foszfort acélok ötvözésére használják (automatacél 0,15% P-ig, rozsdamentes acél 0,3% P-ig stb.),
öntöttvas (foszforos öntöttvas 0,8% P-ig). A réz-magnézium-foszfor ötvözet (akár 1,4% P) magas elektromos vezetőképességgel rendelkezik, és hevítéskor gyengén lágyul; a réz foszforral (7% P) készült ipari ötvözete az alakváltozási hőmérsékleti tartományban (400-600 °C) szuperplasztikussággal rendelkezik; sok foszfortartalmú ötvözetet forrasztóanyagként használnak; ferrografit, bronz-grafit és bronz helyett szinterezett súrlódásgátló foszfortartalmú ötvözetek (2% P-ig), amelyek nagy mechanikai szilárdsággal, kopásállósággal és kopásállósággal rendelkeznek; szinterezett súrlódó ötvözetek (legfeljebb 1% P) lágy mágneses anyagok, mágneses magok és egyéb termékek előállítására szolgálnak; a foszfortartalmú ötvözeteket bevonat formájában alkalmazzák az anyagok kopás és korrózió elleni védelmére; a Co-P, Ni-P, Co-Fe-P, Co-W-P ötvözetekből készült filmek ferromágnesesek, számítógépek memóriaelemeinek létrehozására szolgálnak.
A foszfort egyes bronzok összetételébe (foszforbronz - 0,5-1,2% P) vezetik be, növelve a folyékonyságukat és a kopásállóságukat.
Az acéltermékek felületkezelése - foszfátozás - megvédi őket a korróziótól.
A foszfort deoxidálószerként használják színesfémötvözetek előállításához (1% P-ig), ami növeli hőállóságukat (fechral, chromal stb.).
A foszfort félvezetők előállítására is használják - gallium- és indium-foszfidokat kis mennyiségben adnak hozzá más félvezetőkhöz, mint szükséges adalékot.
A foszforsavat koncentrált foszfortartalmú műtrágyák (kettős szuperfoszfát, csapadék, nitrofoszka, nitrofosz stb.) előállítására használják. reagensek.
Az ammónium-foszfátokat szövetek, műanyagok és fa impregnálására használják, hogy tűzálló tulajdonságokat biztosítsanak; Foszfátok Fe, Na, K, Ca - fúrófolyadékok, fogkrémek összetevői; A Foefash Ca-t és az ammóniumot zománcgyártáshoz és a gyógyszeriparban használják.
A megafoszfátokat iparilag a víz lágyítására és korrozív hatásának csökkentésére, a vízkő eltávolítására használják a gőzkazánokban, és egyes mosószerek is tartalmazzák.
A polifoszfátokat szintetikus mosószerek előállításához használják.
A foszfidoknak a következő felhasználási területei vannak: Bór-foszfid - pl. stb. Hallból, félvezető eszközök, infravörös sugárzás vevők, kvantumgenerátorok munkafolyadékai; réz-foszfid - forrasztáshoz laauni: nikkel-foszfid - kopásálló bevonatok létrehozásához gépalkatrészeken.
A P 2 O h foszfor (V)-oxidot szárítószerként használják a fémsavgyanták gyártásánál.
A foszfor-kloridokat széles körben ipari felhasználásra találták színezékek, rovarirtó szerek, gyógyszerek, felületaktív anyagok gyártásában és hatékony klórozószerként.
A foszfor-szulfidok felhasználási területei flotációs reagensek, olajok és üzemanyagok korróziógátló adalékai, szerves foszfortartalmú inszekticidek (tiofosz, karbofosz stb.) gyártása. Szerves foszforvegyületek - hő- és tűzálló lakkok, ragasztók - polimerek módosításához, szervetlen gumi előállításához.
A nukleáris ipar összetett foszforvegyületeket használ a ritka és transzurán elemek ércekből történő kinyerésére.
A foszfor egy 15-ös rendszámú kémiai elem. A D.I. periódusos rendszerének V. csoportjában található. Mengyelejev. Az R foszfor kémiai képlete.
A foszfor nevét a görög phosphoros szóból kapta, ami „fényhordozót” jelent.
A foszfor meglehetősen gyakori a földkéregben. Tartalma a földkéreg össztömegének 0,08-0,09%-a. A tengervíz pedig 0,07 mg/l foszfort tartalmaz.
A foszfor nagy kémiai aktivitású, ezért nem található szabad állapotban. De csaknem 190 ásványt alkot. A foszfort az élet elemének nevezik. Zöld növényekben, állati szövetekben, fehérjékben és más alapvető kémiai vegyületekben található.
Foszfor módosítások
Ismeretes, hogy egyes kémiai elemek két vagy több egyszerű anyag formájában létezhetnek, amelyek szerkezetükben és tulajdonságaikban különböznek egymástól. Ezt a jelenséget allotrópiának nevezik. Tehát a foszfornak számos allotróp módosulata van. Mindezek a módosítások tulajdonságaikban különböznek. A leggyakoribb a fehér foszfor, a sárga foszfor, a vörös foszfor, a fekete foszfor.
Fehér foszfor - egyszerű fehér anyag. Molekulaképlete P4. Megjelenésében a fehér foszfor hasonló a paraffinhoz. Kis erőfeszítéssel is deformálódik, késsel könnyen vágható. Sötétben a foszforból kiáramló halványzöld fény figyelhető meg. Ezt a jelenséget kemilumineszcenciának nevezik.
A fehér foszfor kémiailag aktív anyag. Könnyen oxidálódik oxigén hatására és könnyen oldódik szerves oldószerekben. Ezért speciális inert környezetben tárolják, amelyek nem lépnek kémiai reakciókba. A fehér foszfor +44,1 °C hőmérsékleten megolvad. A fehér foszfor nagyon mérgező anyag.
Sárga foszfor – Ez finomítatlan fehér foszfor, vagy fehér foszfor szennyeződésekkel. Olvadáspont +34 °C, forráspont +280 °C. A fehér foszforhoz hasonlóan a sárga foszfor sem oldódik vízben. Levegőn oxidálódik és nagyon gyúlékony. A kemilumineszcencia jelensége is jellemzi.
Vörös foszfor fehér foszfor magas hőmérsékletre hevítésével nyerik. A vörösfoszfor képlete Pn. Ez egy összetett szerkezetű polimer. A termelési körülményektől függően a vörös foszfor színe a világosvöröstől a sötétbarnáig változhat. Kémiailag a vörös foszfor sokkal kevésbé aktív, mint a fehér foszfor. Csak olvadt ólomban és bizmutban oldódik. Levegőn nem gyullad meg. Ez csak 240-250 o C-ra hevítve fordulhat elő, amikor fehér foszforrá szublimálódik. De ütés vagy súrlódás hatására spontán meggyulladhat. A kemilumineszcencia jelensége nem figyelhető meg a vörösfoszforban. Vízben, benzolban és szén-diszulfidban nem oldódik. Csak foszfor-tribromidban oldódik. Levegőn tárolva fokozatosan oxidálódik. Ezért zárt, légmentesen záródó edényben tárolja.
A vörös foszfor szinte nem mérgező. Ezért gyufa előállításához használják.
Fekete foszfor úgy néz ki, mint a grafit. A feketefoszfort először 1914-ben nyerték ki fehérfoszforból 20 ezer atmoszféra (2 10 9 Pa) nyomáson és 200 o C hőmérsékleten. A feketefoszfor 1000 o C hőmérsékleten és 18 10 5 Pa nyomáson olvad meg. A feketefoszfor nem oldódik sem a bevitt anyagokban, sem a szerves oldószerekben. Csak akkor kezd égni, ha tiszta oxigénben +400 o C-ra melegítjük. A fekete foszfor félvezető anyagok tulajdonságaival rendelkezik.
Az elemi foszfor kémiai tulajdonságai
1. Az elemi foszfort oxigén oxidálja
Oxigéntöbbletű környezetben
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5
Oxigénhiánnyal
4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
2. Kölcsönhatásba lép fémekkel, hevítéskor foszfidokat képezve
3Mg + 2P → Mg 3P 2
3. Kölcsönhatásba lép nem fémekkel
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5
4. +500 o C hőmérsékleten kölcsönhatásba lép a vízgőzzel
8P +12H2O → 5PH 3 + 3H3RO 4
A foszfor alkalmazása
A foszfor fő fogyasztója a mezőgazdaság. A keletkező foszfor nagy részét foszfátműtrágyák előállításához használják fel: foszfátkőzet, egyszerű és kettős szuperfoszfátok, komplex nitrogén-foszfor műtrágyák. A foszfort széles körben használják szintetikus mosószerek, foszfátüvegek előállítására, valamint természetes és szintetikus szálak feldolgozására és festésére. Az orvostudományban a foszforkészítményeket gyógyszerként használják.
Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete