Kemijske lastnosti fosforja kot enostavne snovi. Proizvodnja in predelava fosforja

Fosfor je priznan kot eden najpomembnejših biogenih elementov. Njegova odsotnost onemogoča življenje mnogih živih organizmov, tudi človeka, saj ga vsebujejo beljakovine, fosfolipidi in številne druge organske spojine, vključno z ATP in DNA. Hkrati je anorganski fosfor bogat z različnimi molekulami. Sodeluje pri tvorbi več kot 200 mineralov, med katerimi sta najpomembnejša fosforit in apatit.

Fosfor je kemični element, katerega ime iz stare grščine pomeni »nosilec svetlobe«. V periodnem sistemu Mendelejeva je fosfor zasedel mesto v 15. skupini tretje periode. Spada v skupino kemičnih elementov, imenovanih pniktogeni.

Obstaja več različic odpiranja tega elementa. Najzgodnejšo omembo obstoja fosforja najdemo v alkimističnih zapisih, ki segajo v 12. stoletje. Ime samega elementa v takih delih ni, vendar je mogoče najti informacije o pripravi neznane "svetleče" snovi.

Po uradni različici je fosfor leta 1669 odkril bankrotirani trgovec, ki je poskušal najti filozofov kamen. To se je zgodilo po naključju med večkratnim kalciniranjem človeškega urina, zaradi česar je nastala snov, iz katere je izhajala močna svetloba.

Pridobivanje fosforja

Sodobni znanstveniki poznajo veliko metod, s katerimi je mogoče sintetizirati fosfor. Najbolj priljubljena je njegova predelava iz mineralov, v katerih je vsebovana. Praviloma so to apatiti ali fosforiti, ki medsebojno delujejo s koksom in silicijevim dioksidom pri razmeroma visokih temperaturah (približno 1600 0 C). Proizvodnja fosforja se v tem primeru izvaja v posebnih pečeh.

Ta kemični element je zelo razširjen v naravi. Fosfor ima zelo močno kemično aktivnost, zato ga v prostem stanju ne najdemo. Najdemo ga v zemeljski skorji in vodi, vendar največje zaloge po vsem svetu vključujejo morske fosforite, skupaj s produkti njihovega preperevanja. Znanstveniki menijo, da so slednji oceanskega izvora.

Tako so fosfati nastajali skozi različne organske in anorganske procese zelo dolgo v obalnih predelih pasatnega pasu. Fosfati so se kopičili iz zunanjega okolja, kar je povzročilo večkratno povečanje koncentracije fosforitov v nahajališču.

Danes so največja taka nahajališča v Maroku, pa tudi v Zahodni Sahari, Ameriki, na Kitajskem, v Tuniziji in Kazahstanu. Dlan v tem pogledu pripada Maroku - ta država predstavlja 70% vseh zalog fosfatov na svetu. Toda kljub temu je med državami proizvajalkami fosforja Maroko na drugem mestu, za ZDA. Po podatkih za leto 2002 se v svetu iz leta v leto izkopa približno 135 milijonov ton te snovi.

Omeniti velja, da vseh nahajališč te snovi ni mogoče imenovati industrijskih. Za te se štejejo le tiste, z 1 hektarja katerih je mogoče pridobiti fosfatne kamnine v količinah najmanj 6.000 ton ali več. Fosfat se pridobiva v odprtih kopih s pomočjo strgalnih bagrov. Prvi korak je odstranitev peska in jalovine, nato pa se začne pridobivanje fosfatne rude, katere pot do predelovalnih obratov poteka po jeklenih ceveh. Treba je povedati, da lahko na ta način ruda prepotuje razdalje več kilometrov.

V morski vodi se videz te snovi nekoliko razlikuje od drugih krajev, kjer jo najdemo. Tako je v vodnem okolju fosfor predstavljen z ortofosfatnim anionom, katerega koncentracija je v povprečju približno 0,07 mg 3 /l. Celotna oceanska prostornina fosforja je 9,8 * 1010 ton.

Uporaba fosforja

Obstaja ogromno področij človeške dejavnosti, na katerih se uporabljajo fosfor in njegove spojine. To je predvsem posledica dejstva, da tako sama snov kot njene spojine igrajo zelo pomembno, sestavni del bioloških procesov živih organizmov.

Poleg tega s sodelovanjem tega kemičnega elementa poteka proizvodnja tako zelo znanega predmeta, ki ga uporablja vsaka oseba, kot so vžigalice. Z njegovim sodelovanjem se izdelujejo eksplozivne spojine, zažigalne bombe, nekatere vrste goriva in maziva. Uporaba fosforja je primerna za proizvodnjo protikorozijskih materialov, pri proizvodnji žarnic z žarilno nitko, kot sredstvo za zmanjševanje trdote vode in tudi za absorpcijo plinov. Poleg tega je fosfor pogosta snov, ki se uporablja v kmetijstvu kot material za gnojenje tal. Aktivno sodeluje tudi pri kemijskih sintezah pri proizvodnji različnih snovi.

No, k vsemu velja dodati, da je fosfor vitalni element, na katerem temelji sinteza DNK, RNK in fosfolipidov.

Sporočilo na temo "Uporaba fosforja" vam bo na kratko povedalo, na katerih področjih se uporablja fosfor in zakaj.

Uporaba fosforja

fosfor je kemijski element, ki se nahaja v skupini V v periodnem sistemu Mendelejeva. Njegova kemijska formula je R. Ime elementa izvira iz grške besede "phosphoros" in pomeni "svetilni". V zemeljski skorji ga je precej - 0,08-0,09% celotne mase zemeljske skorje. V morski vodi je tudi fosfor. Element ima visoko kemično aktivnost, zato ga v prostem stanju ne boste našli. Sposoben je tvoriti 190 mineralov. Imenujejo ga tudi element življenja, saj ga najdemo v živalskih tkivih, zelenih rastlinah, beljakovinah ipd.

Uporaba fosforja v medicini

Danes iz fosforja pridobivamo vrsto potencialnih terapevtskih sredstev za zdravljenje bolezni mehkih tkiv in kosti, ki jih spremljajo motnje v presnovi kalcija - biofosfonati.

Vsak element ima svoj spekter delovanja. So odporni na encimsko hidrolizo, imajo afiniteto za kovinske ione in tvorijo netopne in topne kelatne agregate in komplekse.

Najbolj pogost in uporabljan je etidronat. Učinkovit je pri motnjah presnove kalcija v telesu. Uporablja se pri progresivnem osifikacijskem miozitisu, Pagetovi bolezni, osteoporozi, heterogeni osifikaciji in tumorski osteolizi.

Uporaba fosforja v industriji

Fosforjeva kislina se pogosto uporablja. Uporablja se za proizvodnjo kombiniranih in fosfatnih gnojil, ki povečujejo pridelek in dajejo rastlinam odpornost na neugodne podnebne razmere in zimsko odpornost. Poleg tega imajo gnojila odličen učinek na tla, saj spodbujajo strukturiranje, spreminjajo topnost snovi v tleh, razvoj talnih bakterij in zavirajo nastajanje organskih škodljivih snovi.

Fosforjeva kislina se uporablja tudi v prehrambeni industriji. Je dobrega okusa in ga razredčenega dodajamo marmeladi, limonadi in sirupom za izboljšanje okusa. Podobne lastnosti imajo soli fosforne kisline. Na primer, kalcijevi hidrogenfosfati so sestavina pecilnih praškov in izboljšajo okus kruha in žemljic.

Na osnovi ortofosforne kisline se proizvajajo fosforne lesne negorljive plošče, ognjevarne barve in fosfatne negorljive pene. Soli fosforne kisline ščitijo pred sevanjem, mehčajo vodo, odstranjujejo kotlovni kamen in so vključene v detergente.

Organofosforne spojine (mehčala, ekstraktanti, maziva, absorbenti) se uporabljajo v hladilnih napravah in kot dodatek smodniku. Alkilfosfati delujejo kot površinsko aktivne snovi, sredstva proti zmrzovanju, posebna gnojila in antikoagulanti iz lateksa.

Vžigalice so narejene iz rdečega fosforja. Skupaj z lepilom in zdrobljenim steklom se nanese na stranice vžigalične škatlice. Cinkov fosfid (Zn 3 P 2) se uporablja za zatiranje glodalcev. Beli fosfor se uporablja za proizvodnjo zažigalnih bomb, granat za odvod dima, dama, granat in dimnih zaves.

Uporaba fosforja v vsakdanjem življenju

Tudi v vsakdanjem življenju smo obdani s stvarmi iz fosforja. Na primer posode, figurice, vaze in podobno. Poleg tega je pomemben element, ki je del nukleinskih kislin, beljakovin in kostnega tkiva. Fosfor je pomemben element za mišično in duševno aktivnost. Ugodno vpliva na ledvice in srce. Najdemo ga v kruhu, ribah, mesu, grahu, fižolu, ječmenu, ovseni in ječmenovi kaši, zelju, oreščkih, peteršilju, korenju, špinači in česnu.

Upamo, da vam je poročilo na temo "Uporaba fosforja" pomagalo pri pripravi na lekcijo. Informacije o uporabi fosforja lahko dodate s spodnjim obrazcem za komentarje.

• Oznaka - P (fosfor);
• Obdobje - III;
• Skupina - 15 (Va);
• Atomska masa - 30,973761;
• Atomsko število - 15;
• Atomski polmer = 128 pm;
• Kovalentni polmer = 106 pm;
• Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• temperatura tališča = 44,14°C;
• vrelišče = 280°C;
• Elektronegativnost (po Paulingu/po Alpredu in Rokhovu) = 2,19/2,06;
• Stopnja oksidacije: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Gostota (št.) = 1,82 g/cm 3 (beli fosfor);
• Molski volumen = 17,0 cm 3 /mol.

Fosforjeve spojine:

Fosfor (prinašalec svetlobe) je prvi pridobil arabski alkimist Ahad Behil v 12. stoletju. Od evropskih znanstvenikov je bil prvi, ki je fosfor odkril Nemec Hennig Brant leta 1669, ko je izvajal poskuse s človeškim urinom, da bi iz njega pridobil zlato (znanstvenik je verjel, da je zlato barvo urina posledica prisotnosti zlatih delcev ). Nekoliko kasneje sta fosfor pridobila I. Kunkel in R. Boyle - slednji ga je opisal v svojem članku »Metoda priprave fosforja iz človeškega urina« (14. oktober 1680; delo je bilo objavljeno leta 1693). Lavoisier je kasneje dokazal, da je fosfor enostavna snov.

Vsebnost fosforja v zemeljski skorji je 0,08% teže - to je eden najpogostejših kemičnih elementov na našem planetu. Zaradi visoke aktivnosti se fosfor v prostem stanju ne pojavlja v naravi, ampak je vključen v skoraj 200 mineralov, med katerimi sta najpogostejša apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) in fosforit Ca 3 (PO 4). 2.

Fosfor ima pomembno vlogo v življenju živali, rastlin in ljudi - je del bioloških spojin, kot so fosfolipidi, prisoten pa je tudi v beljakovinah in drugih pomembnih organskih spojinah, kot sta DNK in ATP.

riž. Zgradba atoma fosforja.

Atom fosforja vsebuje 15 elektronov in ima elektronsko konfiguracijo zunanjega valenčnega nivoja podobno kot dušik (3s 2 3p 3), vendar ima fosfor manj izrazite nekovinske lastnosti v primerjavi z dušikom, kar je razloženo s prisotnostjo proste d-orbitale, večji atomski radij in manjša ionizacijska energija.

Pri reakciji z drugimi kemičnimi elementi lahko atom fosforja kaže oksidacijsko stanje od +5 do -3 (najbolj tipično oksidacijsko stanje je +5, ostalo je precej redko).

• +5 - fosforjev oksid P 2 O 5 (V); fosforna kislina (H3PO4); fosfati, halogenidi, sulfidi fosforja V (soli fosforne kisline);
• +3 - P 2 O 3 (III); fosforjeva kislina (H3PO3); fosfiti, halidi, sulfidi fosforja III (soli fosforjeve kisline);
• 0 - P;
• -3 - fosfin PH 3; kovinski fosfidi.

V osnovnem (nevzbujenem) stanju atoma fosforja na zunanjem energijskem nivoju sta dva seznanjena elektrona v s-podravni + 3 neparni elektroni v p-orbitalah (d-orbitala je prosta). V vzbujenem stanju se en elektron premakne iz s-podravni v d-orbitalo, kar razširi valenčne zmožnosti atoma fosforja.

riž. Prehod atoma fosforja v vzbujeno stanje.

P2

Dva atoma fosforja se združita v molekulo P2 pri temperaturi približno 1000 °C.

Pri nižjih temperaturah fosfor obstaja v tetraatomskih molekulah P4 kot tudi v stabilnejših polimernih molekulah P∞.

Alotropne modifikacije fosforja:

• Beli fosfor- izjemno strupena (smrtonosni odmerek belega fosforja za odraslega je 0,05-0,15 g) voskasta snov z vonjem po česnu, brezbarvna, svetleča v temi (postopek počasne oksidacije v P 4 O 6); visoka reaktivnost belega fosforja je razložena s šibkimi P-P vezmi (beli fosfor ima molekularno kristalno mrežo s formulo P 4, v vozliščih katere se nahajajo fosforjevi atomi), ki se zlahka zlomijo, zaradi česar beli fosfor, pri segrevanju ali dolgotrajnem skladiščenju se spremeni v bolj stabilne polimerne modifikacije: rdeči in črni fosfor. Zaradi teh razlogov je beli fosfor shranjen brez dostopa do zraka pod plastjo prečiščene vode ali v posebnih inertnih okoljih.
• Rumeni fosfor- vnetljiva, zelo strupena snov, se ne topi v vodi, zlahka oksidira na zraku in se spontano vžge, medtem ko gori s svetlo zelenim, bleščečim plamenom s sproščanjem gostega belega dima.
• Rdeči fosfor- polimerna, v vodi netopna snov s kompleksno strukturo, ki ima najmanjšo reaktivnost. Rdeči fosfor se pogosto uporablja v industrijski proizvodnji, ker ni tako strupen. Ker na prostem rdeči fosfor, ki absorbira vlago, postopoma oksidira v higroskopski oksid ("vlažen") in tvori viskozno fosforno kislino, je rdeči fosfor shranjen v hermetično zaprti posodi. V primeru namakanja rdeči fosfor očistimo ostankov fosforne kisline s pranjem z vodo, nato posušimo in uporabimo za predvideni namen.
• Črni fosfor- mastna na dotik grafitu podobna snov sivo-črne barve, s polprevodniškimi lastnostmi - najbolj stabilna modifikacija fosforja s povprečno reaktivnostjo.
• Kovinski fosfor pridobljen iz črnega fosforja pod visokim pritiskom. Kovinski fosfor zelo dobro prevaja elektriko.

Kemične lastnosti fosforja

Med vsemi alotropnimi modifikacijami fosforja je najbolj aktiven beli fosfor (P 4). Pogosto v enačbi kemijskih reakcij napišemo preprosto P, ne P4. Ker ima fosfor, tako kot dušik, veliko različic oksidacijskih stanj, je v nekaterih reakcijah oksidant, v drugih pa redukcijsko sredstvo, odvisno od snovi, s katerimi sodeluje.

Oksidativno Fosfor kaže svoje lastnosti v reakcijah s kovinami, ki nastanejo pri segrevanju in tvorijo fosfide:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2.

Fosfor je redukcijsko sredstvo v reakcijah:

• z več elektronegativnimi nekovinami (kisik, žveplo, halogeni):
  • Fosforjeve (III) spojine nastanejo ob pomanjkanju oksidanta
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • fosforjeve spojine (V) - s presežkom: kisik (zrak)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• s halogeni in žveplom fosfor tvori halogenide in sulfide 3- ali 5-valentnega fosforja, odvisno od razmerja reagentov, ki se vzamejo v pomanjkanju ali presežku:
  • 2P+3Cl 2 (teden) = 2PCl 3 - fosforjev (III) klorid
  • 2P+3S(teden) = P 2 S 3 - fosforjev (III) sulfid
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - fosforjev klorid (V)
  • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - fosforjev sulfid (V)
• s koncentrirano žveplovo kislino:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• s koncentrirano dušikovo kislino:
  P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
• z razredčeno dušikovo kislino:
  3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Fosfor v reakcijah deluje kot oksidant in reducent nesorazmernost z vodnimi raztopinami alkalij pri segrevanju tvorijo (razen fosfina) hipofosfite (soli hipofosforjeve kisline), v katerih ima neznačilno oksidacijsko stopnjo +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

ZAPOMNITE SI MORATE: fosfor ne reagira z drugimi kislinami, razen z zgoraj navedenimi reakcijami.

Proizvodnja in uporaba fosforja

Fosfor pridobivamo industrijsko tako, da ga s koksom reduciramo iz fosforitov (fluorapatatov), ​​kamor sodi kalcijev fosfat, tako da jih žgamo v električnih pečeh pri temperaturi 1600°C z dodatkom kremenčevega peska:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

V prvi fazi reakcije silicijev (IV) oksid pod vplivom visoke temperature izpodrine fosforjev (V) oksid iz fosfata:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Fosforjev (V) oksid se nato reducira s premogom v prosti fosfor:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Uporaba fosforja:

• pesticidi;
• vžigalice;
• detergenti;
• barve;
• polprevodniki.

Gozdno-stepska tla

značilna vsebnost humusa 1,78-2,46%.

Močne črne prsti

vsebujejo 0,81-1,25% humusne snovi.

Navadni černozemi

vsebujejo 0,90-1,27% humusne snovi.

Izluženi černozemi

vsebujejo 1,10-1,43 % humusne snovi.

Temno kostanjeva tla vsebujejo

v humusni snovi 0,97-1,30 %.

Vloga v obratu

Biokemijske funkcije

Oksidirane fosforjeve spojine so potrebne za vse žive organizme. Nobena živa celica ne more obstajati brez njih.

V rastlinah se fosfor nahaja v organskih in mineralnih spojinah. Hkrati se vsebnost mineralnih spojin giblje od 5 do 15%, organskih spojin - 85-95%. Mineralne spojine predstavljajo kalijeve, kalcijeve, amonijeve in magnezijeve soli ortofosforne kisline. Mineralni fosfor rastlin je rezervna snov, rezerva za sintezo organskih spojin, ki vsebujejo fosfor. Poveča pufrsko zmogljivost celičnega soka, vzdržuje celični turgor in druge enako pomembne procese.

Organske spojine - nukleinske kisline, adenozin fosfati, sladkorni fosfati, nukleoproteini in fosfatoproteini, fosfatidi, fitin.

Na prvem mestu po pomembnosti za življenje rastlin so nukleinske kisline (RNA in DNA) in adenozin fosfati (ATP in ADP). Te spojine so vključene v številne vitalne procese rastlinskega organizma: sintezo beljakovin, presnovo energije, prenos dednih lastnosti.

Nukleinska kislina

Adenozin fosfati

Posebna vloga fosforja v življenju rastlin je njegova udeležba pri energetski presnovi rastlinske celice. Glavna vloga v tem procesu pripada adenozin fosfatom. Vsebujejo ostanke fosforne kisline, povezane z visokoenergijskimi vezmi. Ko so hidrolizirani, lahko sprostijo znatne količine energije.

Predstavljajo nekakšen akumulator energije, ki jo dovajajo po potrebi za izvajanje vseh procesov v celici.

Obstajajo adenozin monofosfat (AMP), adenozin difosfat (ADP) in adenozin trifosfat (ATP). Slednji bistveno presega prva dva v energijskih zalogah in ima vodilno vlogo v energetski presnovi. Sestavljen je iz adenina (purinske baze) in sladkorja (riboze) ter treh ostankov fosforne kisline. Sinteza ATP poteka v rastlinah med procesom dihanja.

Fosfatidi

Fosfatidi ali fosfolipidi so estri glicerola, visokomolekularnih maščobnih kislin in fosforne kisline. So del fosfolipidnih membran in uravnavajo prepustnost celičnih organelov in plazmaleme za različne snovi.

Citoplazma vseh rastlinskih celic vsebuje lecitin, ki je član skupine fosfatidov. To je derivat diglicerid fosforne kisline, maščobi podobna snov, ki vsebuje 1,37 % .

Sladkorni fosfati

Sladkorni fosfati ali fosforjevi estri sladkorjev so prisotni v vseh rastlinskih tkivih. Znanih je več kot ducat spojin te vrste. Imajo pomembno vlogo pri procesih dihanja in fotosinteze v rastlinah. Tvorbo sladkornih fosfatov imenujemo fosforilacija. Vsebnost sladkornih fosfatov v rastlini se glede na starost in prehranske razmere giblje od 0,1 do 1,0 % suhe teže.

Vključiti se

Fitin je kalcijevo-magnezijeva sol inozitol fosforne kisline, ki vsebuje 27,5 %. Po vsebnosti v rastlinah je na prvem mestu med drugimi spojinami, ki vsebujejo fosfor. Fitin je prisoten v mladih organih in tkivih rastlin, zlasti v semenih, kjer služi kot rezervna snov in jo uporabljajo sadike v procesu kalitve.

Glavne funkcije fosforja

Največ fosforja je v reproduktivnih organih in mladih delih rastlin. Fosfor je odgovoren za pospešitev nastajanja koreninskega sistema rastlin. Glavna količina fosforja se porabi v prvih fazah razvoja in rasti. Fosforjeve spojine imajo sposobnost, da zlahka prehajajo iz starih tkiv v mlada in se ponovno uporabijo (reciklirajo).

FOSFOR, P (lat. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), je kemični element V. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 15, atomska masa 30,97376. Naravni fosfor je predstavljen z enim stabilnim izotopom 31 R. Znanih je 6 umetnih radioaktivnih izotopov fosforja z masnimi števili 28-30 in 32-34.

Metodo pridobivanja fosforja so morda poznali arabski alkimisti že v 12. stoletju, vendar je splošno sprejet datum odkritja fosforja leto 1669, ko je H. Brand () dobil snov, ki se je svetila v temi, imenovano "hladno ogenj«. Obstoj fosforja kot kemijskega elementa je bil dokazan v zgodnjih 70. letih. 18. stoletje Francoski kemik A. Lavoisier.

Spremembe in lastnosti

Elementarni fosfor obstaja v obliki več alotropskih modifikacij - bele, rdeče, črne. Beli fosfor je voskasta, prozorna snov z značilnim vonjem, ki nastane s kondenzacijo fosforjevih hlapov. V prisotnosti nečistoč - sledi rdečega fosforja, arzena, železa itd. - Je obarvan rumeno, zato se komercialni beli fosfor imenuje rumen. Obstajata 2 modifikaciji belega fosforja: a-P ima gosto zapakirano kubično mrežo a = 0,185 nm; gostota 1828 kg/m3; tališče 44,2 °C, vrelišče 277 °C; toplotna prevodnost 0,56 W/(m.K); molska toplotna kapaciteta 23,82 J/(mol.K); temperaturni koeficient linearne razteznosti 125,10 -6 K -1 ; Po električnih lastnostih je beli fosfor blizu dielektrikom. Pri temperaturi 77,8 °C in tlaku 0,1 MPa a-P preide v b-P (rombična mreža, gostota 1880 kg/m 3). Večurno segrevanje belega fosforja brez dostopa zraka pri 250-300 °C povzroči nastanek rdeče modifikacije. Običajni komercialni rdeči fosfor je praktično amorfen, vendar lahko pri daljšem segrevanju preide v eno od kristalnih oblik (triklinično, kubično) z gostoto od 2000 do 2400 kg/m 3 in tališčem 585-610 °C. Pri sublimaciji (temperatura sublimacije 431°C) rdeči fosfor preide v plin, pri ohlajanju katerega nastane predvsem beli fosfor. Pri segrevanju belega fosforja na 200-220 °C pod tlakom 1,2-1,7 GPa nastane črni fosfor. To vrsto pretvorbe je mogoče izvesti pri normalnem tlaku (pri 370 °C) z uporabo kot katalizatorja in majhne količine črnega fosforja za kalitev. Črni fosfor je kristalinična snov z rombično mrežo (a=0,331, b=0,438 in c=1,05 nm), gostota 2690 kg/m 3, tališče 1000 °C; po videzu podoben grafitu; polprevodniški, diamagnetni. Pri segrevanju na temperaturo 560-580°C in nasičen parni tlak se spremeni v rdeči fosfor.

Kemični fosfor

Atomi fosforja se povezujejo v dvoatomne (P 2) in štiriatomske (P 4) polimerne molekule. Najbolj stabilne molekule v normalnih pogojih so tiste, ki vsebujejo dolge verige med seboj povezanih tetraedrov P4. V spojinah ima fosfor oksidacijsko stopnjo +5, +3, -3. Tako kot dušik v kemičnih spojinah tvori predvsem kovalentno vez. Fosfor je kemično aktiven element. Največja aktivnost je značilna za njegovo belo modifikacijo, ki se spontano vname pri temperaturi okoli 40°C, zato jo hranimo pod plastjo vode. Rdeči fosfor se ob udarcu ali drgnjenju vname. Črni fosfor je neaktiven in se pri vžigu težko vname. Oksidacijo fosforja običajno spremlja kemiluminiscenca. Pri izgorevanju fosforja v presežku kisika nastane P 2 O 5, pri pomanjkanju pa predvsem P 2 O 3. Fosfor tvori kisline: orto- (H 3 PO 4), polifosforno (H n + 2 PO 3n + 1), fosforno (H 3 PO 3), fosforno (H 4 P 2 O 6), fosforno (H 3 PO 2) , kot tudi perkisline: perfosforna (H 4 P 2 O 8) in monoperfosforna (H 3 PO 5).

Fosfor neposredno reagira z vsemi halogeni, pri čemer se sproščajo velike količine toplote. Znani so fosforjevi sulfidi in nitridi. Pri temperaturi 2000 °C fosfor reagira z ogljikom in tvori karbid (PC 3); pri segrevanju fosforja s kovinami - fosfidi. Beli fosfor in njegove spojine so zelo strupeni, MPC 0,03 mg/m 3 .

Fosfor v naravi

Povprečna vsebnost fosforja v zemeljski skorji (clarke) je 9,3,10 -2%, v ultrabazičnih kamninah pa 1,7. 10 -2%, bazično - 1.4.10 -2%, kislo - 7.10 -2%, sedimentno - 7.7.10 -2%. Fosfor je vključen v magmatske procese in močno migrira v biosferi. Oba procesa sta povezana z velikimi akumulacijami, ki tvorijo industrijska nahajališča apatitov - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) in fosforitov - amorfnega Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) z različnimi nečistočami. Fosfor je izjemno pomemben biogeni element, ki ga kopičijo številni organizmi. Procesi koncentracije fosforja v zemeljski skorji so povezani z biogeno migracijo. Poznamo več kot 180 mineralov, ki vsebujejo fosfor.

Prejem in uporaba

V industrijskem obsegu se fosfor ekstrahira iz naravnih fosfatov z elektrotermično redukcijo s koksom pri temperaturah 1400-1600 °C v prisotnosti kremena (kremenčevega peska); Po čiščenju pred prahom se fosfor v plinastem stanju pošlje v kondenzacijske enote, kjer se pod plastjo vode zbira tekoči tehnični beli fosfor. Večji del proizvedenega fosforja se predela v fosforno kislino in na njeni osnovi pridobljena fosforjeva gnojila in tehnične soli. Široko se uporabljajo soli fosforne kisline - fosfati, v nekoliko manjši meri pa fosfiti in hipofosfiti. Beli fosfor se uporablja pri izdelavi zažigalnih in dimnih izstrelkov; rdeča - v proizvodnji vžigalic.