Fosforit peetakse üheks kõige olulisemaks biogeenseks elemendiks. Selle puudumine muudab paljude elusorganismide, sealhulgas inimese elu võimatuks, kuna see sisaldub valkudes, fosfolipiidides ja paljudes teistes orgaanilistes ühendites, sealhulgas ATP-s ja DNA-s. Samal ajal on anorgaanilises fosforis palju erinevaid molekule. Osaleb üle 200 mineraali moodustamises, millest olulisemad on fosforiit ja apatiit.
Fosfor on keemiline element, mille nimi vanakreeka keelest tähendab "valgust kandvat". Mendelejevi perioodilisuse tabelis asus fosfor kolmanda perioodi 15. rühmas. See kuulub keemiliste elementide rühma, mida nimetatakse pniktogeenideks.
Selle elemendi avamiseks on mitu versiooni. Varaseimat mainimist fosfori olemasolust võib leida alkeemilistest ülestähendustest, mis pärinevad 12. sajandist. Elemendi enda nimi sellistes töödes puudub, kuid teavet võib leida tundmatu "helenava" aine valmistamise kohta.
Ametliku versiooni kohaselt avastas fosfori 1669. aastal pankrotistunud kaupmees, kes üritas leida filosoofi kivi. See juhtus juhuslikult inimese uriini korduval kaltsineerimisel, mille tulemusena tekkis aine, millest eraldus eredat valgust.
Fosfori saamine
Kaasaegsed teadlased teavad palju meetodeid, mille abil saab fosforit sünteesida. Kõige populaarsem on selle taastamine mineraalidest, milles see sisaldub. Reeglina on need apatiidid või fosforiidid, mis interakteeruvad koksi ja ränidioksiidiga üsna kõrge temperatuuri tingimustes (umbes 1600 0 C). Fosfori tootmine toimub sel juhul spetsiaalsetes ahjudes.
See keemiline element on looduses laialt levinud. Fosforil on väga tugev keemiline aktiivsus ja seetõttu ei leidu seda vabas olekus. Seda leidub maapõues ja vees, kuid maailma suurimate varude hulka kuuluvad merefosforiidid koos nende ilmastikumõjudega. Teadlased usuvad, et viimased on ookeani päritolu.
Seega tekkisid fosfaadid erinevate orgaaniliste ja anorgaaniliste protsesside käigus väga pika aja jooksul passaattuulevööndi rannikualadel. Fosfaadid kogunesid väliskeskkonnast, mis tõi kaasa fosforiitide kontsentratsiooni mitmekordse suurenemise maardlas.
Tänapäeval asuvad suurimad sellised maardlad Marokos, aga ka Lääne-Saharas, Ameerikas, Hiinas, Tuneesias ja Kasahstanis. Sellega seoses kuulub palm Marokole - see riik moodustab 70% kõigist maailma fosfaadivarudest. Kuid vaatamata sellele on Maroko fosforit tootvate riikide seas Ameerika Ühendriikide järel teisel kohal. 2002. aasta andmetel kaevandatakse maailmas seda ainet aasta-aastalt umbes 135 miljonit tonni.
Väärib märkimist, et mitte kõiki selle aine hoiuseid ei saa nimetada tööstuslikuks. Nendeks loetakse ainult neid 1 hektarilt, millest on võimalik saada fosfaatkivimit vähemalt 6000 tonni või rohkem. Fosfaati kaevandatakse lahtistes kaevandustes kaabitsaga ekskavaatorite abil. Esimese sammuna eemaldatakse liiv ja jääkkivi, misjärel algab fosfaatmaagi kaevandamine, mille tee töötlemisettevõtetesse kulgeb terastorude kaudu. Tasub öelda, et sel viisil võib maak läbida mitme kilomeetri pikkuseid vahemaid.
Merevees erineb selle aine välimus mõnevõrra teistest kohtadest, kus seda leidub. Seega on veekeskkonnas fosforit esindatud ortofosfaadi aniooniga, mille kontsentratsioon on keskmiselt umbes 0,07 mg 3 /l. Fosfori ookeanide kogumaht on 9,8 * 1010 tonni.
Fosfori kasutamine
Inimtegevuse valdkondi, kus fosforit ja selle ühendeid kasutatakse, on tohutult palju. Selle põhjuseks on ennekõike asjaolu, et nii ainel endal kui ka selle ühenditel on elusorganismide bioloogilistes protsessides väga oluline, lahutamatu osa.
Lisaks valmistatakse selle keemilise elemendi osalusel sellist väga tuntud eset, mida iga inimene kasutab, nagu tikud. Tema osalusel valmistatakse lõhkeaineid, süütepomme, teatud tüüpi kütust ja määrdeaineid. Fosfori kasutamine sobib korrosioonivastaste materjalide tootmiseks, hõõglampide tootmiseks, vee kareduse vähendamise vahendina ja ka gaaside absorbeerimiseks. Lisaks on fosfor tavaline aine, mida kasutatakse põllumajanduses mulla väetamise materjalina. Samuti osaleb ta aktiivselt keemilistes sünteesides erinevate ainete tootmisel.
Noh, kõigele tasub lisada, et fosfor on oluline element, millel põhineb DNA, RNA ja fosfolipiidide süntees
Sõnum teemal “Fosfori kasutamine” räägib lühidalt, millistes valdkondades ja miks fosforit kasutatakse.
Fosfori rakendused
Fosfor on keemiline element, mis asub Mendelejevi perioodilisuse tabeli V rühmas. Selle keemiline valem on R. Elemendi nimi tuleneb kreekakeelsest sõnast "phosphoros" ja tähendab "helendav". Seda on maapõues üsna palju - 0,08-0,09% maakoore kogumassist. Ka merevees on fosforit. Elemendil on kõrge keemiline aktiivsus, nii et te ei leia seda vabas olekus. See on võimeline moodustama 190 mineraali. Seda nimetatakse ka eluelemendiks, kuna seda leidub loomsetes kudedes, rohelistes taimedes, valkudes jne.
Fosfori kasutamine meditsiinis
Tänapäeval kasutatakse fosforit potentsiaalsete raviainete klassi tootmiseks, mis ravivad pehmete kudede ja luude haigusi, millega kaasnevad kaltsiumi ainevahetuse häired – biofosfonaadid.
Igal elemendil on oma tegevusspekter. Need on vastupidavad ensümaatilisele hüdrolüüsile, neil on afiinsus metalliioonide suhtes ning nad moodustavad lahustumatud ja lahustuvaid kelaatagregaate ja komplekse.
Kõige tavalisem ja kasutatav on etidronaat. See on efektiivne kaltsiumi metabolismi häirete korral organismis. Seda kasutatakse progresseeruva müosiidi luupõletiku, Pageti tõve, osteoporoosi, heterogeense luustumise ja kasvaja osteolüüsi korral.
Fosfori kasutamine tööstuses
Fosforhapet kasutatakse laialdaselt. Seda kasutatakse kombineeritud ja fosfaatväetiste tootmiseks, mis suurendavad põllukultuuride saaki ja annavad taimedele vastupidavuse ebasoodsatele ilmastikutingimustele ja talvekindluse. Lisaks mõjuvad väetised suurepäraselt mullale, soodustades struktureerimist, muutes mullas sisalduvate ainete lahustuvust, mullabakterite arengut, pärssides orgaaniliste kahjulike ainete teket.
Fosforhapet kasutatakse ka toiduainetööstuses. See maitseb hästi ja lahjendatuna lisatakse maitse parandamiseks marmelaadile, limonaadile ja siirupitele. Fosforhappe sooladel on sarnased omadused. Näiteks kaltsiumvesinikfosfaadid on küpsetuspulbrite koostisosad ning parandavad saia ja saia maitset.
Ortofosforhappe baasil toodetakse fosforpuidust mittepõlevaid plaate, tuleaeglustavaid värve ja fosfaat-mittepõlevat vahtu. Fosforhappe soolad kaitsevad kiirguse eest, pehmendavad vett, eemaldavad katlakivi ja sisalduvad pesuvahendites.
Fosfororgaanilisi ühendeid (plastifikaatoreid, ekstraktsioone, määrdeaineid, absorbente) kasutatakse külmutusseadmetes ja püssirohu lisandina. Alküülfosfaadid toimivad pindaktiivsete ainete, antifriiside, spetsiaalsete väetiste ja lateksantikoagulantidena.
Tikud on valmistatud punasest fosforist. Koos liimi ja purustatud klaasiga kantakse tikutoosi külgedele. Tsinkfosfiidi (Zn 3 P 2) kasutatakse näriliste tõrjeks. Valget fosforit kasutatakse süütepommide, suitsu tekitavate mürskude, kabe, granaatide ja suitsuekraanide tootmiseks.
Fosfori kasutamine igapäevaelus
Igapäevaelus ümbritsevad meid ka fosforist valmistatud asjad. Näiteks nõud, kujukesed, vaasid jms. Lisaks on see oluline element, mis on osa nukleiinhapetest, valkudest ja luukoest. Fosfor on lihaste ja vaimse tegevuse oluline element. Mõjub soodsalt neerudele ja südamele. Seda leidub leivas, kalas, lihas, hernestes, ubades, pärl odras, kaera- ja odras, kapsas, pähklites, petersellis, porgandites, spinatis ja küüslaugus.
Loodame, et aruanne teemal "Fosfori kasutamine" aitas teil tunniks valmistuda. Oma loo fosfori kasutamise kohta saate lisada alloleva kommentaarivormi abil.
- Nimetus - P (Phosphorus);
- Periood - III;
- Rühm - 15 (Va);
- Aatommass - 30,973761;
- Aatomarv - 15;
- Aatomi raadius = 128 pm;
- kovalentne raadius = 106 pm;
- Elektronide jaotus - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
- sulamistemperatuur = 44,14 °C;
- keemistemperatuur = 280°C;
- Elektronegatiivsus (Paulingi järgi / Alpredi ja Rokhovi järgi) = 2,19/2,06;
- Oksüdatsiooniaste: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
- Tihedus (nr) = 1,82 g/cm 3 (valge fosfor);
- Molaarmaht = 17,0 cm 3 /mol.
Fosforiühendid:
Fosfori (valguse tooja) sai esmakordselt araabia alkeemik Ahad Behil 12. sajandil. Euroopa teadlastest avastas fosfori esimesena sakslane Hennig Brant 1669. aastal, kui ta tegi katseid inimese uriiniga, püüdes sealt kulda ekstraheerida (teadlane uskus, et uriini kuldse värvuse põhjustas kullaosakeste olemasolu ). Mõnevõrra hiljem said fosfori I. Kunkel ja R. Boyle – viimane kirjeldas seda oma artiklis “Inimese uriinist fosfori valmistamise meetod” (14. oktoober 1680; teos ilmus 1693). Lavoisier tõestas hiljem, et fosfor on lihtne aine.
Fosforisisaldus maakoores on 0,08 massiprotsenti – see on üks levinumaid keemilisi elemente meie planeedil. Vabas olekus fosforit oma kõrge aktiivsuse tõttu looduses ei esine, vaid see on osa ligi 200 mineraalainest, millest levinumad on apatiit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) ja fosforiit Ca 3 (PO 4) 2.
Fosforil on oluline roll loomade, taimede ja inimeste elus – see on osa sellistest bioloogilistest ühenditest nagu fosfolipiidid, samuti leidub seda valkudes ja teistes olulistes orgaanilistes ühendites nagu DNA ja ATP.
Riis. Fosfori aatomi struktuur.
Fosforiaatom sisaldab 15 elektroni ja selle välise valentsitaseme elektrooniline konfiguratsioon on sarnane lämmastikuga (3s 2 3p 3), kuid fosforil on lämmastikuga võrreldes vähem väljendunud mittemetallilised omadused, mis on seletatav vaba d-orbitaali olemasoluga, suurem aatomiraadius ja väiksem ionisatsioonienergia .
Reageerides teiste keemiliste elementidega, võib fosfori aatomi oksüdatsiooniaste olla vahemikus +5 kuni -3 (kõige tüüpilisem oksüdatsiooniaste on +5, ülejäänud on üsna haruldased).
- +5 - fosforoksiid P 2 O 5 (V); fosforhape (H3PO4); fosfori V fosfaadid, halogeniidid, sulfiidid (fosforhappe soolad);
- +3 - P203 (III); fosforhape (H3PO3); fosfori III fosfitid, halogeniidid, sulfiidid (fosforhappe soolad);
- 0 - P;
- -3 - fosfiin PH 3; metallfosfiidid.
Fosfori aatomi põhiolekus (ergastamata) välisel energiatasemel on s-alamtasandil kaks paaritud elektroni + p-orbitaalides 3 paaritut elektroni (d-orbitaal on vaba). Ergastatud olekus liigub üks elektron s-alamtasandilt d-orbitaalile, mis laiendab fosfori aatomi valentsusvõimet.
Riis. Fosfori aatomi üleminek ergastatud olekusse.
P2
Kaks fosfori aatomit ühinevad, moodustades temperatuuril umbes 1000 °C P2 molekuli.
Madalamatel temperatuuridel leidub fosforit nii tetraaatomilistes P4 molekulides kui ka stabiilsemates polümeeri P∞ molekulides.
Fosfori allotroopsed modifikatsioonid:
- Valge fosfor- äärmiselt mürgine (valge fosfori surmav annus täiskasvanule on 0,05–0,15 g) küüslaugulõhnaga vahajas aine, värvitu, pimedas helendav (aeglase oksüdatsiooni protsess P 4 O 6-s); valge fosfori kõrget reaktsioonivõimet seletatakse nõrkade P-P sidemetega (valgel fosforil on molekulaarne kristallvõre valemiga P 4, mille sõlmedes paiknevad fosfori aatomid), mis purunevad üsna kergesti, mille tagajärjel tekib valge fosfor, Kuumutamisel või pikaajalisel ladustamisel muutub stabiilsemaks polümeeri modifikatsioonid: punane ja must fosfor. Nendel põhjustel hoitakse valget fosforit puhastatud veekihi all või spetsiaalses inertses keskkonnas ilma õhu juurdepääsuta.
- Kollane fosfor- tuleohtlik, väga mürgine aine, ei lahustu vees, oksüdeerub kergesti õhus ja süttib iseeneslikult, põledes erkrohelise, pimestava leegiga, eraldudes paksu valget suitsu.
- Punane fosfor- polümeerne vees lahustumatu keeruka struktuuriga aine, millel on kõige väiksem reaktsioonivõime. Punast fosforit kasutatakse laialdaselt tööstuslikus tootmises, kuna see pole nii mürgine. Kuna vabas õhus niiskust imav punane fosfor oksüdeerub järk-järgult hügroskoopseks oksiidiks (“niiskuks”) ja moodustab viskoosse fosforhappe, säilitatakse punast fosforit hermeetiliselt suletud anumas. Leotamise korral puhastatakse punane fosfor fosforhappe jääkidest veega pestes, seejärel kuivatatakse ja kasutatakse sihtotstarbeliselt.
- Must fosfor- halli-musta värvusega rasvane-puutetundlik grafiiditaoline aine, millel on pooljuhtomadused - kõige stabiilsem keskmise reaktsioonivõimega fosfori modifikatsioon.
- Metalliline fosfor saadakse kõrge rõhu all olevast mustast fosforist. Metallfosfor juhib väga hästi elektrit.
Fosfori keemilised omadused
Kõigist fosfori allotroopsetest modifikatsioonidest on kõige aktiivsem valge fosfor (P 4). Tihti kirjutame keemiliste reaktsioonide võrrandisse lihtsalt P, mitte P4. Kuna fosforil, nagu ka lämmastikus, on palju oksüdatsiooniastmete variante, siis mõnes reaktsioonis on see oksüdeerija, teistes aga redutseerija, olenevalt ainetest, millega ta interakteerub.
Oksüdeeriv Fosfor avaldab oma omadusi reaktsioonides metallidega, mis tekivad kuumutamisel fosfiidideks:
3Mg + 2P = Mg3P2.
Fosfor on redutseerija reaktsioonides:
- elektronegatiivsemate mittemetallidega (hapnik, väävel, halogeenid):
- Fosfor (III) ühendid tekivad oksüdeeriva aine puudumisel
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3 - fosforiühendid (V) - liiaga: hapnik (õhk)
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- Fosfor (III) ühendid tekivad oksüdeeriva aine puudumisel
- koos halogeenide ja väävliga moodustab fosfor 3- või 5-valentse fosfori halogeniide ja sulfiide, olenevalt reaktiivide suhtest, mida võetakse defitsiidi või ülemääraselt:
- 2P+3Cl 2 (nädal) = 2PCl 3 – fosfor(III)kloriid
- 2P+3S(nädal) = P 2S 3 – fosfor(III)sulfiid
- 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 – fosforkloriid (V)
- 2P+5S(g) = P 2S 5 – fosforsulfiid (V)
- kontsentreeritud väävelhappega:
2P+5H2SO4 = 2H3PO4+5SO2+2H2O - kontsentreeritud lämmastikhappega:
P+5HNO3 = H3PO4+5NO2+H2O - lahjendatud lämmastikhappega:
3P+5HNO3+2H2O = 3H3PO4+5NO
Fosfor toimib reaktsioonides nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseerijana ebaproportsionaalsus leeliste vesilahustega kuumutamisel, moodustades (välja arvatud fosfiin) hüpofosfite (hüpofosforhappe soolad), milles sellel on ebaloomulik oksüdatsiooniaste +1:
4P 0 + 3KOH + 3 H 2 O = P -3 H 3 + 3 KH 2 P + 1 O 2
PEATE MEELES: fosfor ei reageeri teiste hapetega, välja arvatud ülaltoodud reaktsioonid.
Fosfori tootmine ja kasutamine
Fosforit toodetakse tööstuslikult, redutseerides seda fosforiitidest (fluorapataatidest), mis sisaldavad kaltsiumfosfaati, saadud koksiga, kaltsineerides neid elektriahjudes temperatuuril 1600°C kvartsliiva lisamisega:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Reaktsiooni esimeses etapis tõrjub räni(IV)oksiid kõrge temperatuuri mõjul fosfaadist välja fosfor(V)oksiidi:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.
Fosfor(V)oksiid redutseeritakse seejärel kivisöega vabaks fosforiks:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.
Fosfori kasutamine:
- pestitsiidid;
- tikud;
- pesuained;
- värvid;
- pooljuhid.
Mets-stepi mullad
iseloomustab huumusesisaldus 1,78-2,46%.Tugevad mustad mullad
sisaldavad 0,81-1,25% huumust.Tavalised tšernozemid
sisaldavad 0,90-1,27% huumust.Leostunud tšernozemid
sisaldavad 1,10-1,43% huumusainet.Tume kastanimullad sisaldavad
huumusaines 0,97-1,30%.Roll tehases
Biokeemilised funktsioonid
Oksüdeeritud fosforiühendid on vajalikud kõikidele elusorganismidele. Ükski elusrakk ei saa eksisteerida ilma nendeta.
Taimedes leidub fosforit orgaanilistes ja mineraalsetes ühendites. Samal ajal on mineraalsete ühendite sisaldus vahemikus 5-15%, orgaanilised ühendid - 85-95%. Mineraalühendeid esindavad ortofosforhappe kaaliumi-, kaltsiumi-, ammooniumi- ja magneesiumisoolad. Taimede mineraalfosfor on varuaine, fosforit sisaldavate orgaaniliste ühendite sünteesi reserv. See suurendab rakumahla puhverdusvõimet, säilitab raku turgorit ja muid sama olulisi protsesse.
Orgaanilised ühendid - nukleiinhapped, adenosiinfosfaadid, suhkrufosfaadid, nukleoproteiinid ja fosfatoproteiinid, fosfatiidid, fütiin.
Taimede elu jaoks on esikohal nukleiinhapped (RNA ja DNA) ning adenosiinfosfaadid (ATP ja ADP). Need ühendid osalevad paljudes taimeorganismi elutähtsates protsessides: valkude süntees, energia metabolism, pärilike omaduste edasikandumine.
Nukleiinhapped
Adenosiinfosfaadid
Fosfori eriline roll taimede elus on tema osalemine taimeraku energiavahetuses. Peamine roll selles protsessis kuulub adenosiinfosfaatidele. Need sisaldavad kõrge energiasisaldusega sidemetega seotud fosforhappejääke. Hüdrolüüsimisel on nad võimelised vabastama märkimisväärses koguses energiat.
Need kujutavad endast teatud tüüpi energiaakumulaatorit, varustades seda vastavalt vajadusele kõigi rakus toimuvate protsesside läbiviimiseks.
On olemas adenosiinmonofosfaat (AMP), adenosiindifosfaat (ADP) ja adenosiintrifosfaat (ATP). Viimane ületab oluliselt energiavarude poolest kahte esimest ja omab juhtivat rolli energiavahetuses. See koosneb adeniinist (puriini alus) ja suhkrust (riboosist), samuti kolmest fosforhappe jäägist. ATP süntees toimub taimedes hingamise ajal.
Fosfatiidid
Fosfatiidid ehk fosfolipiidid on glütserooli, suure molekulmassiga rasvhapete ja fosforhappe estrid. Need on osa fosfolipiidmembraanidest ja reguleerivad raku organellide ja plasmalemma läbilaskvust erinevatele ainetele.
Kõigi taimerakkude tsütoplasma sisaldab letsitiini, mis kuulub fosfatiidide rühma. See on diglütseriidfosforhappe derivaat, rasvataoline aine, mis sisaldab 1,37%.
Suhkru fosfaadid
Suhkrufosfaate ehk suhkrute fosforestreid leidub kõigis taimekudedes. Seda tüüpi ühendeid on teada rohkem kui tosin. Nad mängivad olulist rolli taimede hingamis- ja fotosünteesi protsessides. Suhkrufosfaatide moodustumist nimetatakse fosforüülimiseks. Suhkrufosfaatide sisaldus taimes varieerub sõltuvalt vanusest ja toitumistingimustest 0,1-1,0% kuivkaalust.
Sisse mahtuma
Fütiin on inositoolfosforhappe kaltsium-magneesiumisool, mis sisaldab 27,5%. Taimede sisalduse poolest on see teiste fosforit sisaldavate ühendite seas esikohal. Fütiini leidub taimede noortes elundites ja kudedes, eriti seemnetes, kus see toimib varuainena ja seda kasutavad seemikud idanemisprotsessis.
Fosfori peamised funktsioonid
Suurem osa fosforist on paljunemisorganites ja taimede noortes osades. Fosfor vastutab taimede juurestiku moodustumise kiirendamise eest. Põhiline kogus fosforit kulub ära arengu ja kasvu esimestes faasides. Fosforiühenditel on võime kergesti liikuda vanadest kudedest noortele ja neid taaskasutada (taaskasutada).
FOSFOR, P (lad. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), on Mendelejevi perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 15, aatommass 30,97376. Looduslikku fosforit esindab üks stabiilne isotoop 31 R. On teada 6 fosfori tehislikku radioaktiivset isotoopi massinumbritega 28-30 ja 32-34.
Fosfori saamise meetod võis olla araabia alkeemikutele teada juba 12. sajandil, kuid üldiselt aktsepteeritud fosfori avastamise daatumiks on 1669. aasta, mil H. Brand () hankis pimedas helendava aine, mida nimetatakse "külmaks". tulekahju”. Fosfori olemasolu keemilise elemendina tõestati 70ndate alguses. 18. sajand Prantsuse keemik A. Lavoisier.
Muudatused ja omadused
Elementaarne fosfor eksisteerib mitme allotroopse modifikatsiooni kujul - valge, punane, must. Valge fosfor on vahajas, läbipaistev iseloomuliku lõhnaga aine, mis tekib fosfori aurude kondenseerumisel. Lisandite olemasolul - punase fosfori, arseeni, raua jne jäljed - värvub see kollaseks, seetõttu nimetatakse kaubanduslikku valget fosforit kollaseks. Valgel fosforil on 2 modifikatsiooni: a-P on tihedalt pakitud kuupvõre a = 0,185 nm; tihedus 1828 kg/m3; sulamistemperatuur 44,2 °C, keemistemperatuur 277 °C; soojusjuhtivus 0,56 W/(m.K); molaarne soojusmahtuvus 23,82 J/(mol.K); joonpaisumise temperatuuritegur 125,10 -6 K -1 ; Elektriliste omaduste poolest on valge fosfor lähedane dielektrikutele. Temperatuuril 77,8°C ja rõhul 0,1 MPa muutub a-P b-P-ks (rombvõre, tihedus 1880 kg/m 3). Valge fosfori kuumutamine ilma õhu juurdepääsuta 250-300 °C juures mitu tundi viib punase modifikatsiooni moodustumiseni. Tavaline kaubanduslik punane fosfor on praktiliselt amorfne, kuid pikaajalisel kuumutamisel võib see muutuda üheks kristalliliseks vormiks (trikliinne, kuubikujuline) tihedusega 2000–2400 kg/m 3 ja sulamistemperatuuriga 585–610 °C. Sublimatsiooni käigus (sublimatsioonitemperatuur 431°C) muutub punane fosfor gaasiks, mille jahtumisel moodustub peamiselt valge fosfor. Valge fosfori kuumutamisel 1,2-1,7 GPa rõhu all temperatuurini 200-220°C tekib must fosfor. Seda tüüpi muundamist saab läbi viia normaalrõhul (temperatuuril 370 °C), kasutades katalüsaatorina, aga ka külvamiseks väikest kogust musta fosforit. Must fosfor on rombilise võrega (a=0,331, b=0,438 ja c=1,05 nm) kristalne aine, tihedus 2690 kg/m 3, sulamistemperatuur 1000 °C; välimuselt sarnane grafiidiga; pooljuht, diamagnetiline. Kuumutamisel temperatuurini 560-580°C ja küllastunud aururõhuni muutub see punaseks fosforiks.
Keemiline fosfor
Fosfori aatomid ühinevad kaheaatomilisteks (P 2) ja tetraaatomilisteks (P 4) polümeeri molekulideks. Normaalsetes tingimustes on kõige stabiilsemad molekulid need, mis sisaldavad omavahel ühendatud P4 tetraeedrite pikki ahelaid. Ühendites on fosfori oksüdatsiooniaste +5, +3, -3. Nagu keemilistes ühendites sisalduv lämmastik, moodustab see peamiselt kovalentse sideme. Fosfor on keemiliselt aktiivne element. Suurima aktiivsusega iseloomustab selle valget modifikatsiooni, mis süttib iseeneslikult umbes 40°C temperatuuril, seetõttu hoitakse seda veekihi all. Punane fosfor süttib löömisel või hõõrumisel. Must fosfor on passiivne ja süüdamisel raskesti süttiv. Fosfori oksüdatsiooniga kaasneb tavaliselt kemoluminestsents. Fosfori põlemisel liigses hapnikus tekib P 2 O 5 ja defitsiidi korral peamiselt P 2 O 3. Fosfor moodustab happeid: orto- (H 3 PO 4), polüfosfor (H n + 2 PO 3n + 1), fosfor (H 3 PO 3), fosfor (H 4 P 2 O 6), fosfor (H 3 PO 2) , samuti perhapped: perfosforhape (H 4 P 2 O 8) ja monoperfosforhape (H 3 PO 5).
Fosfor reageerib otse kõigi halogeenidega, vabastades suures koguses soojust. Fosforsulfiidid ja nitriidid on teada. Temperatuuril 2000°C reageerib fosfor süsinikuga, moodustades karbiidi (PC 3); kui fosforit kuumutatakse metallidega - fosfiidid. Valge fosfor ja selle ühendid on väga mürgised, MPC 0,03 mg/m3.
Fosfor looduses
Keskmine fosforisisaldus maakoores (clarke) on 9,3,10 -2%, ülialuselistes kivimites 1,7. 10 -2%, aluseline - 1,4,10 -2%, happeline - 7,10 -2%, setteline - 7,7,10 -2%. Fosfor osaleb magmaprotsessides ja rändab biosfääris jõuliselt. Mõlemad protsessid on seotud selle suurte kuhjumistega, moodustades apatiitide - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) ja fosforiitide - amorfse Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) ladestusi koos erinevate lisanditega. Fosfor on äärmiselt oluline biogeenne element, mida akumuleerivad paljud organismid. Fosfori kontsentratsiooni protsesse maakoores seostatakse biogeense rändega. Tuntakse üle 180 fosforit sisaldava mineraali.
Vastuvõtt ja kasutamine
Tööstuslikus mastaabis ekstraheeritakse fosforit looduslikest fosfaatidest elektrotermilise redutseerimise teel koksiga temperatuuril 1400-1600°C ränidioksiidi (kvartsliiva) juuresolekul; Pärast tolmust puhastamist suunatakse gaasiline fosfor kondensatsiooniseadmetesse, kus veekihi alla kogutakse vedel tehniline valge fosfor. Põhiosa toodetud fosforist töödeldakse fosforhappe- ja fosforväetisteks ning selle baasil saadud tehnilisteks sooladeks. Laialdaselt kasutatakse fosforhapete sooli - fosfaate ja veidi vähemal määral - fosfiteid ja hüpofosfiteid. Valget fosforit kasutatakse süüte- ja suitsumürskude valmistamisel; punane – tikutootmises.
