Для чего используется желтый фосфор

О жёлтом фосфоре и панической природе человека

Как и обещал — вот тебе статья-рассказ о жёлтом фосфоре и о том, как он славно горел подо Львовом на Украине относительно недавно.

Да, я знаю — гугл даёт массу информации об этой аварии. К сожалению, большинство того, что он выдаёт — неправда, или, как говорят очевидцы, брехня.

Давай разберёмся!

Ну вначале — никем не любимая матчасть, а она, между прочим, очень важна!

Как рассказывает скучная Википедия, фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃ (F,Cl,OH), фосфорит Сa₃(PO₄)₂ и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни. Запомни это, %username%, а мы пойдём дальше.

Фосфор в чистом виде бывает белый, красный, чёрный и металлический. Это называется аллотропные модификации — в них очень хорошо разбирается слабый пол, потому что на ощупь может отличить бриллиант от графита — а это тоже аллотропные модификации, только у углерода. В общем, фосфор такой же.

Герой нашего рассказа — жёлтый фосфор — на самом деле представляет собой неочищенный белый. Очень часто «неочищенный» — это означает примесь красного фосфора, а не каких-то там жутких посторонних элементов.

Жёлтый фосфор (впрочем, как и белый) — это самый настоящий адЪ: сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P₄O₁₀. Это опять скучная Википедия, но прошу, %username%, — запомни и эту информацию.

Теперь будем разбираться.

Ну во-первых, несмотря на токсичность фосфора, отравиться им крайне сложно по очень простой причине: он самовоспламеняется на воздухе. Очень быстро. И горит он, как уже было сказано, синим ярко-зеленым пламенем. На практике это выглядит так: кладёшь кусочек на стол — и он потихоньку так начинает дымиться. Потом быстрее. Потом ещё. А потом вспыхивает и горит. Время вспышки зависит от размера кусочка: чем меньше — тем быстрее. А потому мне трудно представить мелкую пыль жёлтого фосфора в воздухе — она просто загорится.

Прочитав это я почему-то вспомнил про отравление фосфином (уж очень похожи симптомы) и крепко задумался — но уже не о существовании паров жёлтого фосфора, а об адекватности индивидуума, который увидел дымящийся, светящийся в темноте кусок неведомого чего-то — и немедленно его съел. Ну то такое.

Кстати, чтобы получить раствор фосфора в воде 3 мг/л — а это насыщенный раствор, больше он не растворяется — трясти кусочек фосфора в воде надо неделю. Ну это не я придумал, так говорит ГОСТ 32459-2013 — а это тебе не интернеты всякие!

В общем, на мой взгляд — токсичность фосфора очень сильно преувеличена. Но у него есть другие нюансы. О них — ниже.

Горит фосфор, как любят говорить специалисты, с ним работающие, по правилу буравчика: то есть горящий кусок въедается в поверхность, на которой горит. В стол. В металл. В ботинок. В руку. Причина проста: продукт горения — оксид фосфора — это по сути кислотный оксид, который тут же тянет воду, образуя фосфорную кислоту. Фосфорная кислота хоть и не такая няшная, как серная или плавиковая, но кушать любит не меньше — а потому всё и разъедает. Кстати, её иногда добавляют в жидкость для чистки унитазов. Милое сочетание высокотемпературного горения (до 1300 °C) и горячей кислоты и придаёт дополнительные отверстия твоему столу, а если не повезёт — и организму. И да, %username%, — это Очень Больно.

Я уже много раз утверждал и буду утверждать, что нет большего врага человеку, чем он сам: конечно, свойства жёлтого фосфора не остались незамеченными — и добрые люди придумали добавлять его в зажигательные боеприпасы, ведь очень удобно, когда что-то внезапно загорается на воздухе!

Так как всё это очень прелестно, то разработка, испытания, транспортировка, торговля, применение и утилизация фосфорных боеприпасов производятся с учётом ряда международных соглашений и договоров, среди которых:

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по Цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция, если уж быть точным, но вода тоже сойдёт). Это — тоже важно!

Кто же производит фосфор? А вот тут, %username%, кое-кто проникнется гордостью: основной поставщик фосфора, пищевой фосфорной кислоты, гексафосфата и триполифосфата натрия — гордый Казахстан!

На самом деле ещё со времён СССР в славном городе Джамбул (да, имени того самого Джамбула Джабаева) было построено предприятие Казфосфат. Потом Джамбул переименовали в Тараз — ну не будем обсуждать целесообразность, казахам виднее — но предприятие осталось. Наличие сырьевой базы и мощность, а также чрезвычайно низкая стоимость рабочей силы (а больше в Таразе/Джамбуле по сути и работать негде) обусловили то, что жёлтый фосфор делают именно тут.

Когда я был на этом предприятии — там хорошо! Южный Казахстан, 300 км до Узбекистана — тепло! Птички поют! Всё зелёное! На горизонте — горы! Красота!

Кстати, завод Казфосфата никак не нарушает эту идиллию: весь в зелени, цветах, на склоне небольшой горы.

Причина красоты проста — сырьём, продуктом и отходами производства являются фосфорсодержащие вещества, которые вообще-то удобрения. Вот всё и растёт-цветёт.

Кстати, самое высокое начальство завода очень не любит одуванчики. Никто не знает, почему. А потому перед визитом самого высокого начальства работникам устраивают субботник по выпалыванию одуванчиков. Ну как оно — воевать с одуванчиками — знают все по даче/огородам, в рамках фосфорного беспредела это — совершенно бессмысленно: хватает на день, максимум — два. Но руководство — оно такое.

Особенно меня впечатлила работа лаборатории предприятия. Там сидят действительно большие умницы. А чтобы ты понял, %username%, немножко фактов.

В жёлтом фосфоре очень важно контролировать примеси — особенно мышьяк, сурьму, селен, никель, медь, цинк, алюминий, кадмий, хром, ртуть, свинец, железо. Чтобы всё это контролировать — фосфор нужно растворить, а при этом всё, что контролируется — не должно улететь.

Задача номер раз: как взвесить то, что загорается на воздухе? Делают так: долбят слиток фосфора под слоем воды, отбирают кусочки побольше — мелкие вспыхивают слишком быстро — и переносят в стакан с водой. Потом взвешивают другой стакан с водой, берут фосфор из первого, обтирают спиртом, ждут, пока высохнет — и бросают во взвешенный стакан с водой. По разнице веса определяют массу фосфора.

Поскольку может и загореться — рядом стоит раствор медного купороса — если загорелось, то бросают в него.

Потом фосфор растворяют. Растворяется он в азотной кислоте, насыщенной парами брома — очень милая и ароматная вещь, рекомендую в хозяйстве (нет). Необходимо кинуть фосфор в эту смесь, потом чуть-чуть нагреть, а когда пойдёт реакция — перенести в корыто с холодной водой, потому что разогрев идёт колоссальный. И мешать-мешать-мешать — если не мешать, то кусочки просто выпрыгнут из бурлящего супа — результаты будут неточными! Мешают рукой, на ней две рукавицы: резиновая от кислоты — и войлочная от температуры (просто резиновая приплавляется, а просто войлочная — не спасает от капель кислоты. Правда, если попадёт фосфор — не спасут обе.

Летят при этом окислы азота и бром — это к сведению. Боятся девушки именно этих рыжих хвостов и кусочков фосфора, которые могу попасть на одежду или рукавицу. Отравления «парами» или «растворами» фосфора не припоминают.

Ну а вот теперь, когда основные знания накоплены, — переходим собственно к аварии во Львове.

Поскольку в Европе фосфор востребован, то Казфосфат через чешских партнёров активно экспортирует продукцию. Едет она в цистернах, заполненных водой, и понятно, что железнодорожным транспортом.

В понедельник, 16 июля 2007 года, в 16:55 в Буском районе Львовской области Украины на перегоне Красное-Ожидив сошли с рельсов и перевернулись 15 цистерн с желтым фосфором товарного поезда №2005. Всего в составе было 58 вагонов. Цистерны следовали с казахской станции Аса (Тараз, Казахстан) на станцию Оклеса (Республика Польша). Утечка фосфора из одной цистерны спровоцировала самовозгорание шести других цистерн.

А дальше — смесь паники, раздутой СМИ, отсутствия опыта работы с жёлтым фосфором и полное незнание химии.

Во время тушения пожара образовалось облако из продуктов горения с зоной поражения около 90 квадратных километров. В этой зоне оказались 14 населенных пунктов Буского района, где проживает 11 тысяч человек, а также отдельные территории Радехивского и Бродивского районов области. МЧС Украины предложило жителям близлежащих сел эвакуироваться и направило им около десяти автобусов, однако многие люди отказывались покидать свои дома. Львовские власти заверили, что принудительно никого эвакуировать не будут, хотя и предупредили о непредсказуемости последствий аварии. Всего за ночь из 6 населенных пунктов Буского района временно отселены около 800 жителей.

Ко вторнику пострадавших насчитывалось 20 человек (6 специалистов МЧС, 2 представителя МВД, 2 железнодорожника и 10 лиц из числа местного населения), из них 13 в тяжелом и средне-тяжелом состоянии были госпитализированы в военный медицинский клинический центр Западного оперативного командования во Львове. Семеро госпитализированных – работники МЧС, двое – работники Госавтоинспекции, четверо – местные жители.

Одновременно, в СМИ поднялся жесточайший и дичайший вой. Некоторые из перлов:

Более или менее объективные события в хронологии показаны здесь (осторожно — украинский, если позор и не знаешь — Google Translate):

Никакого взрыва/самовозгорания/подрыва фосфора не было — он спокойно ехал себе под водичкой. Да и не умеет сам по себе жёлтый фосфор взрываться! Но имело место повреждение железнодорожного полотна, из-за чего цистерны сошли с рельс. При ударе цистерн произошло образование трещины, через неё вытекла вода — ну и фосфор благополучно загорелся.
Температура и особенности горения окончательно разрушили цистерну.

Так что все остались при своих.

Мораль, %username%: учи химию. Она везде. Она поможет тебе и прожить, и выжить, и что-то для себя понять.

Не все химические соединения вредны. Без водорода и кислорода, например, нельзя было бы получить воду, основной компонент пива.

Источник

Введение

С фосфором знакомы все, кто хотя бы раз держал в руках коробку спичек. Более того, каждый из нас носит в себе довольно много (4,5 кг) этого элемента, но, конечно, в виде химических соединений. Фосфорсодержащие белки присутствуют в мышцах, мозговой ткани и нервах. Но особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти точно совпадает с формулой минерала фосфорита Ca₃(PO₄)₂.

Название элемента фосфор (светоносец) происходит от латинского фосфорус (светящий) и связано с его открытием – получением белого фосфора. Это было первое точно датированное открытие нового химического элемента.

История открытия элемента

Картина Джозефа Райта «Алхимик, открывающий фосфор» (1771 год), предположительно описывающая открытие фосфора Хеннигом Брандом.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком – Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор – простое вещество, доказал Лавуазье.

Характеристика элемента

Фосфор-химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации – главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор – один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08–0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ,ДНК), является элементом жизни.

Физические свойства

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропические модификации фосфора пока (2014 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора –P₄, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Плохо растворяется в воде, но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой.

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05–0,15 г, а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги.

Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде, а также под действием ионизирующего излучения белый фосфор превращается в красный фосфор.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма – мелких частичек декаоксида тетрафосфора P₄O₁₀.

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор – это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240–250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» – промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор – это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10 9 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·10 5 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·10 10 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·10 11 Па – ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода)

(при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами – окислитель, образует фосфиды:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами – восстановитель:

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например:

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) – РH₃

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Простое вещество

Получение

Фосфор получают восстановлением фосфоритов или апатита коксом в присутствии SiO₂ в электропечах при 1300-1500 0 C по реакции:

Красный фосфор получают нагреванием белого без доступа воздуха в течение нескольких часов при 375-400 0 C.

Очищают белый фосфор отстаиванием или фильтрованием расплава, переплавкой под слоем разбавленной хромовой смеси, обработкой 10-20%-ным раствором KOH при 90-100 0 C, 50%-ной H₂SO₄ и деионизированной водой при 41-50 0 C,сублимацией или перегонкой в вакууме либо перегонкой с водяным паром в атмосфере CO₂, высокотемпературной обработкой паров (900-1200 0 C) на кварцевой насадке, зонной плавкой. Кристаллы белого фосфора получают испарением растворителя из его растворов в CS₂ или бензоле.

Нахождение в природе

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са₃(РО₄)₃·Ca(OH)₂. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Суточная потребность в фосфоре составляет:

для взрослых 1,0–2,0 г

для беременных и кормящих женщин 3–3,8 г

для детей и подростков 1,5–2,5 г

При больших физических нагрузках потребность в фосфоре возрастает в 1,5–2 раза.

Усвоение происходит эффективнее при приеме фосфора вместе с кальцием в соотношении 3:2 (P:Ca).

Токсикология элементарного фосфора

-Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2–3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении – промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений – 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе – 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде – 0,0001 мг/дм³.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества – зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Использование

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, – это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор – основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) – один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений –суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

-в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),

-в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Заключение

Фосфор – шестой по содержанию элемент в организме человека после кислорода, водорода, углерода, азота и кальция.

Список литературы

1. Фосфор // Википедия

2. Фосфор и его свойства // school-collection.edu.ru

3. Фосфор // xumuk.ru

4. Фосфор // school-collection.edu.ru

5. Фосфор как элемент и вещество // festival.1september.ru

Источник