• Сравнете свойствата на елементи от група 15.
  • Обяснете основното приложение на фосфата.
  • Опишете равновесията на йонизацията на фосфорната киселина.

Фосфорът (P) е съществена част от живота, какъвто го познаваме. Без фосфатите в биологични молекули като АТФ, АДФ и ДНК нямаше да сме живи. Фосфорните съединения могат да бъдат намерени и в минералите в нашите кости и зъби. Това е необходима част от нашата диета. Всъщност го консумираме в почти всички храни, които ядем. Фосфорът е доста реактивен. Това качество на елемента го прави идеална съставка за кибрит, тъй като е толкова запалим. Фосфорът е жизненоважен елемент за растенията и затова влагаме фосфати в нашия тор, за да им помогнем да увеличат максимално своя растеж.

Въведение

Фосфорът играе голяма роля в нашето съществуване, но може да бъде и опасен. Когато торовете, съдържащи фосфор, попаднат във водата, това води до бърз растеж на водорасли. Това може да доведе до еутрофикация на езера и реки; т.е.екосистемата има увеличаване на химичните хранителни вещества и това може да доведе до отрицателни екологични ефекти. С целия излишен фосфор растенията растат бързо, след което умират, причинявайки липса на кислород във водата и цялостно намаляване на качеството на водата. Следователно е необходимо да се отстрани излишният фосфор от отпадъчните ни води. Процесът на отстраняване на фосфора се извършва химически чрез взаимодействие на фосфора със съединения като железен хлорид, железен сулфат и алуминиев сулфат или алуминиев хлорохидрат. Фосфорът, когато се комбинира с алуминий или желязо, се превръща в неразтворима сол. Константите на равновесие на разтворимост на \ (FePO_4 \) и \ (AlPO_4 \) са съответно 1,3x10 -22 и 5,8x10 -19. При толкова ниска разтворимост получените утайки могат да бъдат филтрирани.

химия
Фигура 1. Фосфатите могат да доведат до прекомерен растеж на водорасли, което може да бъде нежелано

Друг пример за опасностите от фосфора е производството на кибрит. Запалимата природа и евтиното производство на бял фосфор позволяват лесно да се правят мачове около началото на 20-ти век. Белият фосфор обаче е силно токсичен. Много работници във фабриките за кибрит развиват мозъчно увреждане и заболяване, наречено "фосфорна некроза на челюстта" от излагане на токсични фосфорни пари. Излишното натрупване на фосфор накара костната им тъкан да умре и да изгние. Поради тази причина сега използваме червен фосфор или фосфорен сескисулфид в "безопасни" мачове.

Откриване на фосфор

Наречен от гръцката дума phosphoros ("носител на светлина"), елементарен Фосфор не се среща в неговата елементарна форма, тъй като тази форма е доста реактивна. Поради този фактор отне дълъг период от време, за да бъде „открит“. Първата записана изолация на фосфор е от алхимик Хениг Бранд през 1669 г., включваща около 60 кофи с урина. След като дълго време оставя голямо количество урина да се разлага, Бранд дестилира течността до паста, загрява пастата, изхвърля образуваната сол и оставя останалото вещество под студена вода, за да образува твърд бял фосфор. Процесът на марката не беше много ефективен; солта, която той изхвърли, всъщност съдържаше по-голямата част от фосфора. Въпреки това той получи малко чист елементарен фосфор за усилията си. Други от времето подобряват ефективността на процеса чрез добавяне на пясък, но въпреки това продължават да изхвърлят солта. По-късно фосфорът се произвежда от костна пепел. В момента процесът на производство на фосфор не включва големи количества гниеща урина или костна пепел. Вместо това производителите използват калциев фосфат и кокс (Emsley).

Алотропи на фосфор

Фосфорът е неметален, твърд при стайна температура и лош проводник на топлина и електричество. Фосфорът се среща в поне 10 алотропни форми, най-често срещаният (и реактивен) от които е така нареченият бял (или жълт) фосфор, който прилича на восъчно твърдо вещество или пластмаса. Той е много реактивен и спонтанно ще се възпали във въздуха, така че се съхранява под вода. Другата често срещана форма на фосфор е червеният фосфор, който е много по-малко реактивен и е един от компонентите на поразителната повърхност на кибритената книга. Червеният фосфор може да се превърне в бял фосфор чрез внимателно нагряване.

Белият фосфор се състои от \ (\ ce \) молекули, докато кристалната структура на червения фосфор има сложна мрежа на свързване. Белият фосфор трябва да се съхранява във вода, за да се предотврати естественото изгаряне, но червеният фосфор е стабилен във въздуха.

Фигура 2: Четирите често срещани алотропи на фосфор. от Уикипедия.

При изгаряне червеният фосфор също образува същите оксиди като тези, получени при изгарянето на бял фосфорус, \ (\ ce \), когато подаването на въздух е ограничено, и \ (\ ce \), когато има достатъчно въздух.

Дифосфор (P2)

Дифосфорът (\ (P_2 \)) е газообразната форма на фосфор, която е термодинамично стабилна над 1200 ° C и до 2000 ° C. Той може да се генерира чрез нагряване на бял фосфор (виж по-долу) до 1100 K и е много реактивен с енергия на дисоциация на връзката (117 kcal/mol или 490 kJ/mol) наполовина от тази на динизота (\ (N_2 \)).

Фигура 2: Молекула на дифосфор. (CC-SA-BY 3.0; Уикипедия)

Бял фосфор (P4)

Белият фосфор (P4) има тетраедрична структура. Той е мек и восъчен, но неразтворим във вода. Неговият блясък се получава в резултат на изпаренията, които бавно се окисляват от въздуха. Той е толкова термодинамично нестабилен, че изгаря във въздуха. Веднъж е бил използван в фойерверки и американските военни все още го използват в запалителни бомби.

Фигура 3: Структура на белия фосфор. (CC-SA-BY 3.0; Уикипедия)

Тази видеовръзка в Youtube показва различни експерименти с бял фосфор, които помагат да се покажат физичните и химичните му свойства. Той също така показва бял фосфор, изгарящ с въздух.

Червен фосфор и виолетов фосфор (полимерен)

Червеният фосфор има повече атоми, свързани помежду си в мрежа, отколкото белият фосфор, което го прави много по-стабилен. Той не е толкова запалим, но при достатъчно енергия все пак реагира с въздуха. Поради тази причина сега използваме червен фосфор в кибритени клечки.

Фигура 4: червеният фосфор е в безопасни мачове. (CC-SA-BY 3.0; Уикипедия)

Виолетовият фосфор се получава от нагряване и кристализиране на червен фосфор по определен начин. Фосфорът образува петоъгълни "тръби".

Фигура 5. Структура на виолетов фосфор. (CC-SA-BY 3.0; Уикипедия)

Черен фосфор (полимерен)

Черният фосфор е най-стабилната форма; атомите са свързани помежду си в сгънати листове, като графит. Поради тези структурни прилики черният фосфор също е люспест като графит и притежава други подобни свойства.

Фигура 6. Модел на топка и пръчка на лист фосфорни атоми в черен фосфор. (CC-SA-BY 3.0; Уикипедия)

Изотопи на фосфор

Има много изотопи на фосфор, само един от които е стабилен (31 P). Останалите изотопи са радиоактивни с обикновено много кратък период на полуразпад, който варира между няколко наносекунди и няколко секунди. Два от радиоактивните фосфорни изотопи имат по-дълъг период на полуразпад. 32 P има полуживот от 14 дни, а 33 P има период на полуразпад от 25 дни. Тези полуживоти са достатъчно дълги, за да бъдат полезни за анализ и поради тази причина изотопите могат да се използват за маркиране на ДНК.

32 P изиграва важна роля в експеримента Hershey-Chase от 1952 г. В този експеримент Алфред Херши и Марта Чейс използваха радиоактивни изотопи на фосфор и сяра, за да определят, че ДНК е генетичен материал, а не протеини. Сярата може да се намери в протеините, но не и в ДНК, а фосфорът може да се намери в ДНК, но не и в протеините. Това направи фосфор и сяра ефективни маркери на ДНК и протеини, съответно. Експериментът е организиран, както следва: Hershey и Chase отглеждат една проба от вирус в присъствието на радиоактивен 35 S и друга проба от вирус в присъствието на 32 P. След това те позволяват на двете проби да заразяват бактерии. Те смесват 35 S и 32 P проби поотделно и центрофугират двете проби. Центрофугирането отделя генетичния материал от негенетичния материал. Генетичният материал прониква в твърдото вещество, което съдържа бактериалните клетки в дъното на тръбата, докато негенетичният материал остава в течността. Анализирайки техните радиоактивни маркери, Hershey и Chase установяват, че 32 P остава с бактериите, а 35 S остава в супернатантата. Тези резултати бяха потвърдени от допълнителни тестове, включващи радиоактивен фосфор.

Фосфор и живот

Получаваме повечето елементи от природата под формата на минерали. В природата фосфорът съществува под формата на фосфати. Скалите, съдържащи фосфат, са флуороапатит (\ (\ ce \)), хлороапатит, (\ (\ ce \)) и хидроксиапатит (\ (\ ce \)). Тези минерали много приличат на костите и зъбите. Разположението на атомите и йоните на костите и зъбите е подобно на тези на фосфатсъдържащите скали. Всъщност, когато \ (\ ce \) йоните на зъбите се заменят с \ (\ ce \), зъбите се противопоставят на разпадането. Това откритие доведе до редица социални и икономически проблеми.

Фигура 6: (вляво) Флуорните йони (\ (F ^ - \)) заместват хидроксилните групи (\ (OH ^ - \)) в хидроксиапатит, за да образуват флуорапатит в зъбния емайл. (вдясно) Изобразена е част от кристалната решетка на апатит, показваща заместването на хидроксид с флуорид (големи сини кръгове). (Обществено достояние; Делмар Ларсен).

Азотът, фосфорът и калият са ключови съставки за растенията и съдържанието им е ключово във всички форми на торове. От промишлена и икономическа гледна точка, съдържащите фосфор съединения са важни стоки. По този начин, химията на фосфора има академични, търговски и индустриални интереси.

Химия на фосфора

Като член на Азотното семейство, група 15 в Периодичната таблица, Фосфорът има 5 валентни електрона на черупката на разположение за свързване. Конфигурацията му на валентна обвивка е 3s 2 3p 3. Фосфорът образува предимно ковалентни връзки. Всяка фосфорна скала може да се използва за производството на елементарен фосфор. Натрошени фосфатни скали и пясък (\ (\ ce \)) реагират при 1700 K, за да дадат фосфорен оксид, \ (\ ce \):

\ (\ ce \) може да бъде редуциран с въглерод:

Восъчните твърди вещества от бял фосфор са молекулярни кристали, състоящи се от \ (\ ce \) молекули. Те имат интересно свойство, тъй като претърпяват самозапалване във въздуха:

Структурата на \ (\ ce \) може да се разбере, като се мисли за електронна конфигурация (s 2 p 3) на \ (\ ce

\) при формиране на облигации. Споделяне на три електрона с други \ (\ ce

атомите \) пораждат 6 \ (\ ce \) връзки, оставяйки самотна двойка, заемаща 4-та позиция в изкривен тетраедър.

При изгаряне с недостатъчно кислород се образува \ (\ ce \):

Към всяка от връзките \ (\ ce \) се вмъква атом \ (\ ce \).

Изгарянето на фосфор с излишен кислород води до образуване на \ (\ ce \). Допълнителен атом \ (\ ce \) е прикрепен към \ (\ ce

\) директно:

По този начин оксидите \ (\ ce \) и \ (\ ce \) споделят интересни характеристики. Фосфорните оксиди, \ (\ ce \), се разтварят във вода, за да се получи фосфорна киселина,

Фосфорната киселина е полипротонова киселина и се йонизира на три етапа:

\ [\ ce \ етикет \]

\ [\ ce \ етикет \]

Фосфорна киселина

Фосфорната киселина е полипротонова киселина, което я прави идеален буфер. Все по-трудно се отделя водородът от фосфата, което води до увеличаване на основните стойности на pKa: 2.12, 7.21 и 12.67. Конюгатните основи H2PO4 -, HPO4 2 - и PO4 3 - могат да бъдат смесени, за да образуват буферни разтвори.

РеакцияПостоянна дисоциация Таблица 1: Константи на йонизация за успешното депротониране на състоянията на фосфорната киселина
\ (H_3PO_4 + H_2O \ право надясно H_3O ^ + + H_2PO ^ \) Ka1 = 7,5x10 -3
\ (H_2PO ^ + H_2O \ направо HOWO ^ + + HPO_4 ^ \) Ka2 = 6,2x10 -8
\ (H_2PO ^ + H_2O \ правилно HOWO ^ + + PO_4 ^ \) Ka3 = 2,14x10 -3
Като цяло: \ (H_3PO_4 + 3H_2O \ rightarrow 3 H_3O ^ + + PO_4 ^ \)

Минали и настоящи употреби на фосфор

В търговската мрежа фосфорните съединения се използват при производството на фосфорна киселина (\ (H_3PO_4 \)) (намира се в безалкохолните напитки и се използва при смесване на торове). Други съединения намират приложение в фойерверки и, разбира се, фосфоресциращи съединения, които светят в тъмното. Понастоящем фосфорните съединения се използват в храни, паста за зъби, сода за хляб, кибрит, пестициди, нервни газове и торове. Фосфорната киселина не се използва само в буферни разтвори, тя е и ключова съставка на Coca Cola и други газирани напитки! Веднъж фосфорните съединения са били използвани в детергентите като омекотител за вода, докато не са изразили опасения относно замърсяването и еутрофикацията. Веднъж чистият фосфор е бил предписван като лекарство и афродизиак, докато лекарите са разбрали, че е отровен (Емсли).

Препратки

  1. Sadava, David et al. LIFE: Науката за биологията. Осмо издание. Sinauer Associates, 2008.
  2. Емсли, Джон. 13-ият елемент: Sordid Tale за убийството, огъня и фосфора. Джон Уайли и синове, Inc. 2000.
  3. Corbridge, D.E.C. Структурната химия на фосфора. Научно-издателска компания Elsevier. 1974 г.

Въпроси

  1. Около 85% от общото промишлено производство на фосфорна киселина се използва
    а. в детергентната индустрия
    б. за производство на буферни разтвори
    ° С. в бояджийската индустрия
    д. за производство на суперфосфатни торове
    д. в производството на пластмаси
  2. Какъв е продуктът, когато фосфорният пентоксид \ (\ ce \) реагира с вода? Дайте формулата на продукта.
  3. Какво представлява фосфорсъдържащият продукт, когато \ (\ ce \) реагира с вода? Дайте формулата.

Решения

Средното число (например 6-5-8) указва процента на фосфорното съединение в тор. Фосфорът е важен елемент за живота на растенията.

Отговор \ (\ ce \)

Отговор \ (\ ce \)

Това е по-слаба киселина от \ (\ ce \).

Сътрудници

    Aimee Kindel (UCD), Kirenjot Grewal (UCD), Tiffany Lui (UCD)

Chung (Peter) Chieh (почетен професор, химия @ University of Waterloo)