بعض المعجزات المرتبطة بالفوسفور. موسوعة كبيرة عن النفط والغاز

بلوري كبريت ثاني أكسيد الكبريت (في البلورات)

كبريت

كبريت S مادة بلورية صفراء صلبة وهشة مع نقطة انصهار تبلغ 119.3 درجة مئوية. لكن لا تخلط بين هذا الكبريت والكبريت في أعواد الثقاب. توجد على رؤوس المباريات مواد معقدة بشكل أساسي ، أحدها كلورات البوتاسيوم (KClO3) ، القادرة على الاشتعال الذاتي أثناء الاحتكاك أو درجة الحرارة. كبريت- مادة بسيطة وهي موجودة هنا كأحد المكونات التي يتكون منها رأس المباراة.

تعديلات الكبريت:

هناك نوعان من التعديلات للكبريت: الكبريت الهشو كبريت بلاستيكي. عند 113 درجة مئوية الكبريت البلورييذوب ويتحول إلى سائل مائي أصفر. يصبح الكبريت المنصهر عند درجة حرارة 187 مئوية شديد اللزوجة وسرعان ما يغمق. في الوقت نفسه ، تتغير حالتها الهيكلية. وإذا قمت بتسخين الكبريت إلى 445 درجة مئوية ، فإنه يغلي. من خلال سكب الكبريت المغلي في تيار رفيع في الماء البارد ، يمكن الحصول على الكبريت البلاستيكي - وهو تعديل شبيه بالمطاط يتكون من سلاسل بوليمر. في هذه الحالة ، يكون الكبريت قادرًا على التشوه والتمدد وعدم الانهيار. ولكن بمجرد أن تستلقي في الهواء لعدة أيام ، تعود إلى مادة هشة.

عازل الكبريت. يمكن أن يكون بمثابة عازل للحرارة.

يتأكسد الكبريت بسهولة جميع المعادن تقريبًا باستثناء الذهب Au والبلاتين Pt والروثينيوم Ru. يتأكسد الكبريت حتى في درجة حرارة الغرفة القلوية (Na الصوديوم ، البوتاسيوم K ، الليثيوم Li ، الكالسيوم Ca) ومعادن الأرض القلوية (الألومنيوم Al ، المغنيسيوم Mg). على الهواء مباشرة الكبريت البلورييحترق بلهب أزرق ليشكل ثاني أكسيد الكبريت SO 2 (غاز له رائحة خانقة كريهة). عندما يتم حرق الكبريت في الهيدروجين ، يتشكل غاز سام - كبريتيد الهيدروجين

العديد من المنتجات ، عندما تفسد ، تنبعث منها رائحة معينة من كبريتيد الهيدروجين. يستخدم الكبريت في الصناعة لإنتاج حامض الكبريتيك. مؤكسد ثاني أكسيد الكبريت SO 2 في بيئة غنية بالأكسجين ، احصل على ثالث أكسيد الكبريت SO 3 هو سائل شفاف لزج.

أنهيدريد الكبريتأو ثالث أكسيد الكبريت SO 3 في درجة حرارة الغرفة عبارة عن سائل متطاير عديم اللون (bp = 45 درجة مئوية) ، والذي يتحول في النهاية إلى تعديل يشبه الأسبستوس ، ويتكون من بلورات حريرية لامعة. تكون ألياف أنهيدريد الكبريتيك مستقرة فقط في وعاء مغلق. تمتص رطوبة الهواء ، وتتحول إلى سائل كثيف عديم اللون - أوليوم (من أوليم اللاتيني - "الزيت"). على الرغم من أنه يمكن اعتبار زيت الزيتون رسميًا بمثابة حل لـ SO 3 في H 2 SO 4.

ثاني أكسيد الكبريتيُظهر تأثير تبييض قوي: على سبيل المثال ، إذا تم إنزال وردة حمراء في وعاء به ثاني أكسيد الكبريت SO 2 ، فسوف تفقد لونها.

الفوسفور

يمكن أن توجد هذه المادة في شكلين: الفوسفور الأحمرو الفوسفور الأبيض(يسمى الفوسفور الأبيض أيضًا الفوسفور الأصفر).

الفسفور الأبيض (أو الفوسفور الأصفر) مادة شمعية سامة شديدة التفاعل وناعمة وذات لون أصفر باهت وقابلة للذوبان في ثاني كبريتيد الكربون والبنزين. في الهواء ، يشتعل الفسفور الأبيض عند درجة حرارة 34 درجة مئوية ويحترق بلهب أبيض ناصع ليشكل أكسيد الفوسفور. يذوب الفسفور الأبيض عند 44.1 درجة مئوية ويضيء في الظلام. قد يسبب حروقًا شديدة عند ملامسته للجلد.

سام جدا: جرعة قاتلة من حوالي 0.1 غرام (تقريبا نفس الشيء بالنسبة لسيانيد البوتاسيوم - 0.12 غرام). بسبب خطر الاشتعال الذاتي في الهواء ، يتم تخزين الفوسفور الأبيض تحت طبقة من الماء. والفوسفور الأسود أقل سمية ، لأنها غير متطايرة وغير قابلة للذوبان عمليًا في الماء. الفوسفور الأبيض بالفعل في درجة حرارة الغرفة ، والتعديلات المتبقية للفوسفور ، عند تسخينها ، تتفاعل مع العديد من المواد البسيطة: الهالوجينات (الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود ، الأستاتين) ، الأكسجين ، الكبريت ، وبعض المعادن. إذا قمت بتسخين الفوسفور الأبيض إلى 300 درجة مئوية بدون هواء ، فإنه يتحول تدريجياً إلى فوسفور أحمر. الفسفور الأحمر مادة صلبة ، غير سامة ، لا تتوهج في الظلام ولا تشتعل من تلقاء نفسها.

يشير اسم الفسفور الأحمر إلى عدة تعديلات في وقت واحد ، تختلف في الكثافة واللون: فهي تتراوح من البرتقالي إلى الأحمر الداكن وحتى الأرجواني. جميع الأصناف الفوسفور الأحمرغير قابلة للذوبان في المذيبات العضوية ، مقارنة بالفوسفور الأبيض ، فهي أقل تفاعلاً (يشتعل الفوسفور الأحمر في الهواء عند درجة حرارة> 200 درجة مئوية)

الماء لا يذيب الفوسفور. يذوب عادة في الكحول الإيثيلي.

تحت ضغط مئات الأجواء ، يتم الحصول على الفوسفور الأسود ، وهو مشابه في خصائصه للمعادن (يوصل الكهرباء ويتلألأ). الفوسفور الأسوديحتوي على شبكة بلورية تشبه تلك الموجودة في المعادن.

لماذا يتوهج الفوسفور

إذا قالوا أن الفوسفور يضيء ، فإنهم يقصدون فقط الفوسفور الأبيض! في جزيئه (قمم هرم بقاعدة مثلثة) ، يحتوي كل رأس على زوج من الإلكترونات الموجودة خارج سطح هرم وهمي. ذرات الفوسفور "مفتوحة" ويمكن الوصول إليها بسهولة لأي ذرات من عناصر أخرى - عوامل مؤكسدة (على سبيل المثال ، الأكسجين من الهواء). تعمل أزواج الفوسفور الإلكترونية المتاحة "كطُعم" لأي ذرات أخرى جاهزة لربط إلكترون غريب (لها قدرة كهربية عالية). يتوهج الفسفور الأبيض لسبب ما - يتأكسد - أولاً ، توجد ذرات الأكسجين بين ذرات الفوسفور. يحدث هذا حتى تنضم جميع أزواج الإلكترونات الحرة إلى الأكسجين. بعد ذلك ، يتوقف الفسفور الأبيض عن التوهج ويتحول إلى أكسيد الفوسفورف 2 يا 5.

أكسيد الفوسفور مادة مستقرة نسبيًا ، لكنها تتفاعل بنشاط مع الماء ، مكونة حمض الميتافوسفوريك HPO 3 وحمض الفوسفوريك H 3 PO 4

أحماض الفوسفور

عندما يذوب أكسيد الفوسفور P 2 O 5 في الماء ، صحيح حامض الفوسفوريك H3PO4. يعتبر هذا الحمض من الأحماض الضعيفة ، لذلك فهو لا يتفاعل مع معظم المعادن ، ولكنه يزيل طبقة الأكسيد الموجودة على سطحها فقط. غالبًا ما يستخدم في إصلاح المعدات الكهربائية ولحام لوحات الدوائر الإلكترونية وما إلى ذلك. إنه مزيل جيد للصدأ.

الفوسفوريشكل نوعين من الأحماض: الأول - حمض الفوسفوريك ، والثاني - ميتافوسفوريك(HPO 3). لكن الحمض الثاني ليس مركبًا مستقرًا ويتأكسد بسرعة مكونًا حمض الفوسفوريك.

الفوسفور- عنصر الفترة الثالثة ومجموعة VA للنظام الدوري ، الرقم التسلسلي 15. الصيغة الإلكترونية للذرة هي [10 Ne] 3s 2 3p 3 ، حالة أكسدة مستقرة في المركبات + V.

مقياس حالة أكسدة الفوسفور:

الكهربية الكهربية للفوسفور (2.32) أقل بكثير من تلك الموجودة في اللافلزات النموذجية وأعلى قليلاً من تلك الموجودة في الهيدروجين. يشكل مختلف الأحماض المحتوية على الأكسجين والأملاح والمركبات الثنائية ، ويظهر خصائص غير معدنية (حمضية). معظم الفوسفات غير قابل للذوبان في الماء.

في الطبيعة - الثالث عشرمن حيث الوفرة الكيميائية ، يوجد العنصر (السادس بين اللافلزات) فقط في شكل مرتبط كيميائيًا. عنصر حيوي.

يتم تعويض نقص الفوسفور في التربة عن طريق إدخال الأسمدة الفوسفاتية - الفوسفات بشكل أساسي.

تعديلات متآصلة من الفوسفور

الفسفور الأحمر والأبيض R.. تُعرف عدة أشكال متآصلة من الفوسفور في شكل حر ، أهمها الفوسفور الأبيض R 4 و الفوسفور الأحمرص ن. في معادلات التفاعل ، يتم تمثيل الأشكال المتآصلة على أنها P (أحمر) و P (أبيض).

يتكون الفسفور الأحمر من جزيئات بوليمر P n ذات أطوال مختلفة. غير متبلور ، في درجة حرارة الغرفة يتحول ببطء إلى الفوسفور الأبيض. عند تسخينه إلى 416 درجة مئوية ، فإنه يتصاعد (عندما يبرد البخار ، يتكثف الفوسفور الأبيض). غير قابل للذوبان في المذيبات العضوية. النشاط الكيميائي أقل من نشاط الفوسفور الأبيض. في الهواء ، يشتعل فقط عند تسخينه.

يتم استخدامه ككاشف (أكثر أمانًا من الفوسفور الأبيض) في التوليف غير العضوي ، وحشو المصابيح المتوهجة ، ومكون لنشر صندوق في صناعة أعواد الثقاب. ليست سامة.

يتكون الفسفور الأبيض من جزيئات P4. ناعم كالشمع (يقطع بسكين). يذوب ويغلي بدون تحلل (t pl 44.14 ° C ، t bp 287.3 ° C ، p 1.82 g / cm 3). يتأكسد في الهواء (توهج أخضر في الظلام) ، مع وجود كتلة كبيرة ، يمكن الاشتعال الذاتي. في ظل ظروف خاصة ، يتم تحويله إلى الفوسفور الأحمر. دعونا نذوب جيدًا في البنزين ، والإيثرات ، وثاني كبريتيد الكربون. لا يتفاعل مع الماء المخزن تحت طبقة من الماء. رد الفعل للغاية. يظهر خصائص الأكسدة والاختزال. يستعيد المعادن النبيلة من محاليل أملاحها.

يتم استخدامه في إنتاج H 3 P0 4 والفوسفور الأحمر ، ككاشف في التخليق العضوي ، ومزيل للأكسدة سبيكة ، وعامل حارق. يجب إطفاء الفسفور المحترق بالرمل (لكن ليس بالماء!). شديد السمية.

معادلات من أهم تفاعلات الفوسفور:

إنتاج الفوسفور في الصناعة

- اختزال الفسفوريت بفحم الكوك الساخن (يضاف الرمل لربط الكالسيوم):

Ca 3 (PO4) 2 + 5C + 3SiO2 \ u003d 3CaSiO3 + 2 ص+ 5 درجة مئوية (1000 درجة مئوية)

يتم تبريد بخار الفوسفور ويتم الحصول على الفوسفور الأبيض الصلب.

يتم تحضير الفسفور الأحمر من الفسفور الأبيض (انظر أعلاه) ، اعتمادًا على الظروف ، قد تختلف درجة البلمرة n (P n).

مركبات الفوسفور

الفوسفين RN 3. مركب ثنائي ، حالة أكسدة الفوسفور هي - III. غاز عديم اللون ذو رائحة كريهة. يحتوي الجزيء على هيكل رباعي السطوح غير مكتمل [: P (H) 3] (sp 3 hybridization). قابل للذوبان في الماء قليلاً ، لا يتفاعل معه (على عكس NH 3). عامل اختزال قوي ، يحترق في الهواء ، يتأكسد إلى HNO 3 (conc.). يعلق HI. يتم استخدامه لتخليق مركبات الفوسفور العضوي. شديد السمية.

معادلات من أهم تفاعلات الفوسفين:

الحصول على الفوسفين مختبرات:

СazP2 + 6НCl (razb.) = СаСl + 2 RNz

أكسيد الفوسفور (V) P 2 O 5. أكسيد حامض. أبيض ، مستقر حراريا. في الحالة الصلبة والغازية ، يكون للثنائى P 4 O 10 هيكل من أربعة رباعي السطوح متصلة بثلاثة رؤوس (P - O-P). في درجات حرارة عالية جدًا يتحول إلى أحادي إلى P 2 O 5. يوجد أيضًا بوليمر زجاجي (P 2 0 5) ص استرطابي للغاية ، يتفاعل بقوة مع الماء ، القلويات. تم ترميمه بالفوسفور الأبيض. يأخذ الماء من الأحماض المحتوية على الأكسجين.

يتم استخدامه كعامل تجفيف عالي الفعالية لتجفيف المواد الصلبة والسوائل ومخاليط الغاز ، وكاشف في إنتاج زجاج الفوسفات ، ومحفز لبلمرة الألكينات. سام.

معادلات من أهم تفاعلات أكسيد الفوسفور +5:

إيصال:حرق الفسفور في الهواء الجاف الزائد.

حمض الفوسفوريك H 3 P04. Oxoacid. مادة بيضاء ، استرطابي ، المنتج النهائي لتفاعل P 2 O 5 مع الماء. يحتوي الجزيء على بنية رباعي السطوح مشوهة [Р (O) (OH) 3] (sp 3-Hybridisadium) ، يحتوي على روابط σ التساهمية P-OH و σ ، رابطة π P = O. يذوب دون تحلل ، يتحلل عند مزيد من التسخين. يذوب جيدًا في الماء (548 جم / 100 جم H 2 0). حمض ضعيف في المحلول ، يتم تحييده بواسطة القلويات ، وليس تمامًا بواسطة هيدرات الأمونيا. يتفاعل مع المعادن النموذجية. يدخل في تفاعلات التبادل الأيوني.

التفاعل النوعي هو ترسيب راسب أصفر من الفضة (I) orthophosphate. يتم استخدامه في إنتاج الأسمدة المعدنية ، لتصفية السكروز ، كعامل مساعد في التخليق العضوي ، كمكون من مكونات الطلاء المقاوم للتآكل على الحديد الزهر والفولاذ.

معادلات من أهم تفاعلات حامض الفوسفوريك:

الحصول على حامض الفوسفوريك في الصناعة:

غليان صخور الفوسفات في حامض الكبريتيك:

Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 (conc.) = 2 H3PO4+ 3 CaSO4

أورثوفوسفات الصوديوم Na 3 PO 4. أوكسوسول. أبيض ، استرطابي. يذوب بدون تحلل ، مستقر حرارياً. دعونا نذوب جيدًا في الماء ، يتحلل الماء على أنيون ، ويخلق بيئة قلوية قوية في المحلول. يتفاعل في المحلول مع الزنك والألمنيوم.

يدخل في تفاعلات التبادل الأيوني.

رد فعل نوعي على PO 4 3- أيون

—معلومات عن راسب أصفر من الفضة (I) أورثو فوسفات.

يتم استخدامه للتخلص من العسر "الدائم" للمياه العذبة ، كعنصر من عناصر المنظفات والمطروحات الضوئية ، وكاشف في تصنيع المطاط. معادلات من اهم التفاعلات:

إيصال:التعادل الكامل لـ H 3 P0 4 مع هيدروكسيد الصوديوم أو حسب التفاعل:

أورثوفوسفات هيدروجين الصوديوم Na 2 HPO 4. أكسوسالت حمض. أبيض ، مع تسخين معتدل يتحلل دون ذوبان. دعونا نذوب جيدًا في الماء ، يتم تحللها على أنيون. يتفاعل مع H 3 P0 4 (conc.) ، متعادل بالقلويات. يدخل في تفاعلات التبادل الأيوني.

رد فعل نوعي على HPO 4 2- أيون- تكوين راسب أصفر من الفضة (I) orthophosphate.

يتم استخدامه كمستحلب في سماكة حليب البقر ، وهو مكون من عناصر مبستر الطعام وتبييض الصور.

معادلات من اهم التفاعلات:

إيصال: معادلة غير كاملة لـ H 3 P0 4 مع هيدروكسيد الصوديوم في محلول مخفف:

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

ثنائي هيدروورثوفوسفات الصوديوم NaH 2 PO 4. أكسوسالت حمض. أبيض ، استرطابي. في التسخين المعتدل ، يتحلل دون أن يذوب. دعونا نذوب جيدًا في الماء ، يتعرض الأنيون Н 2 Р0 4 لتفكك قابل للانعكاس. تحييد مع القلويات. يدخل في تفاعلات التبادل الأيوني.

رد فعل نوعي للأيون H 2 P0 4 -تشكيل راسب أصفر من الفضة (1) أورثوفوسفات.

يتم استخدامه في إنتاج الزجاج ، لحماية الفولاذ والحديد الزهر من التآكل ، كمنقي للماء.

معادلات من اهم التفاعلات:

إيصال:معادلة غير كاملة لـ H3PO4 مع الصودا الكاوية:

H3PO4 (conc.) + هيدروكسيد الصوديوم (ضعيف) = NaH2PO4+ H2O

أورثوفوسفات الكالسيوم Ca 3 (PO4) 2- أوكسوسول. أبيض ، مقاوم للحرارة ، مستقر حرارياً. غير قابل للذوبان في الماء. تتحلل بواسطة الأحماض المركزة. استعادته فحم الكوك أثناء الانصهار. المكون الرئيسي لخامات الفوسفوريت (الأباتيت ، إلخ).

يتم استخدامه للحصول على الفوسفور ، في إنتاج الأسمدة الفوسفاتية (السوبر فوسفات) والسيراميك والزجاج ، ويستخدم المسحوق المترسب كعنصر من مكونات معاجين الأسنان ومثبت البوليمر.

معادلات من اهم التفاعلات:

الأسمدة الفوسفاتية

خليط من Ca (H 2 P0 4) 2 و CaS0 4 يسمى سوبر فوسفات بسيط، Ca (H 2 P0 4) 2 مع خليط من CaHP0 4 - سوبر فوسفات مزدوج، تمتصها النباتات بسهولة عند الرضاعة.

أثمن الأسمدة - أموفوس(تحتوي على النيتروجين والفوسفور) عبارة عن خليط من أملاح حمض الأمونيوم NH 4 H 2 PO 4 و (NH 4) 2 HPO 4.

كلوريد الفوسفور (V) PCI5. اتصال ثنائي. أبيض ، متقلب ، غير مستقر حرارياً. يحتوي الجزيء على هيكل ثنائي بيراميد ثلاثي الزوايا (sp 3 d-hybridization). في الحالة الصلبة ، يكون dimer P 2 Cl 10 ذو البنية الأيونية لـ PCl 4 + [PCl 6] -. "دخان" في الهواء الرطب. شديد التفاعل ، يتحلل بالماء تمامًا ، يتفاعل مع القلويات. تم ترميمه بالفوسفور الأبيض. يستخدم كعامل كلور في التخليق العضوي. سام.

معادلات من اهم التفاعلات:

إيصال:كلورة الفوسفور.

في غرفة مظلمة أو بالخارج ليلاً ، جرب هذه التجربة البسيطة. ليس بقوة شديدة ، حتى لا تشتعل المباراة بالنار ، اضربها على علبة الثقاب. ستلاحظ أن مسارًا متوهجًا من المباراة سيكون مرئيًا على المبشرة لفترة من الوقت. يضيء بالفوسفور الأبيض. ولكن يمكن لأي شخص يتذكر دروس الكيمياء في المدرسة الثانوية أن يقول: "عفواً ، الفسفور الأحمر يستخدم في إنتاج الكبريت وليس الفسفور الأبيض". بشكل صحيح! لا يوجد فوسفور أبيض في مبشرة علبة أعواد الثقاب ، هناك أحمر ، والذي نتيجة التفاعل الذي يحدث بين الفوسفور الأحمر الموجود على سطح علبة الثقاب ، وملح Berthollet الموجود في رأس عود الثقاب ، يسخن في لحظة الاحتكاك ويتحول إلى اللون الأبيض بكمية قليلة.

يمكن أن يوجد الفوسفور في عدة أشكال ، أو ، كما يقولون ، في العديد من التعديلات.

الفسفور الأبيض مادة بلورية صلبة ، وفي صورته النقية كيميائياً ، تكون بلورات الفسفور الأبيض عديمة اللون بالكامل وشفافة وتنكسر الضوء بشكل جيد للغاية. في الضوء ، يتحولون بسرعة إلى اللون الأصفر ويفقدون شفافيتهم. لذلك ، في ظل الظروف العادية ، يبدو الفوسفور مشابهًا جدًا للشمع ، لكنه أثقل منه (كثافة الفوسفور الأبيض 1.84). في البرد ، يكون الفوسفور هشًا ، لكن في درجة حرارة الغرفة يكون طريًا نسبيًا ويمكن قطعه بسهولة بسكين. عند 44 درجة مئوية يذوب الفسفور الأبيض ويغلي عند 280.5 درجة مئوية. الفسفور الأبيض ، الذي يتأكسد بواسطة الأكسجين الجوي ، يضيء في الظلام ويشتعل بسهولة عند تسخينه قليلاً ، على سبيل المثال ، من الاحتكاك.

درجة حرارة الاشتعال للفوسفور الجاف والنقي تمامًا قريبة من درجة حرارة جسم الإنسان. لذلك ، يتم تخزينه فقط تحت الماء. خلال الحرب العالمية الأولى ، تم استخدام الفوسفور الأبيض كمادة حارقة في قذائف المدفعية والقنابل الجوية والقنابل اليدوية والرصاص.

الفسفور الأحمر ، على عكس الأبيض ، أو الأصفر ، كما يطلق عليه أحيانًا ، ليس سامًا ، ولا يتأكسد في الهواء ، ولا يتوهج في الظلام ، ولا يذوب في ثاني كبريتيد الكربون ويضيء فقط عند 260 درجة مئوية. يتم الحصول على الفسفور الأحمر من اللون الأبيض عن طريق التسخين المطول بدون هواء عند 250-300 درجة مئوية.

تاريخ اكتشاف الفوسفور

لوحة جوزيف رايت The Alchemist Discovering Phosphorus ، التي من المفترض أنها تصف اكتشاف الفوسفور بواسطة Hennig Brand

بحثًا عن إكسير الشباب ومحاولات للحصول على الذهب ، حاول الكيميائي جينينج براند من القرن السابع عشر من هامبورغ صنع "حجر فيلسوف" من البول. لهذا الغرض ، قام بتبخير كمية كبيرة منه وتعريض بقايا الشراب التي تم الحصول عليها بعد التبخر إلى تكليس قوي في خليط مع الرمل والفحم دون وصول إلى الهواء.

نتيجة لذلك ، تلقت العلامة التجارية مادة ذات خصائص غير عادية: توهجت في الظلام ؛ يُلقى في الماء المغلي ، ويطلق أبخرة تشتعل في الهواء مع إطلاق دخان أبيض كثيف يذوب في الماء ليشكل حامضًا.

كان الاهتمام بالمحتوى الجديد هائلاً ، وكان براند يأمل في تحقيق ربح عادل من اكتشافه: لم يكن من أجل لا شيء أنه كان تاجرًا في هامبورغ في الماضي. مع الحفاظ على أسلوب التصنيع في سرية تامة ، أظهرت العلامة التجارية مادة جديدة للمال ، وباعتها لأولئك الذين يرغبون في أجزاء صغيرة فقط من الذهب الخالص. بعد مرور بعض الوقت ، باعت براند أيضًا سر صناعة الفوسفور للكيميائي في درسدن كرافت ، الذي بدأ ، مثل براند ، في السفر إلى قصور الأشخاص المؤثرين ، حيث أظهر الفوسفور مقابل المال ، مما جعل ثروة ضخمة.

معجزات وهج واشتعال الفوسفور

بعد اكتشاف الفسفور ، تم استخدام قدرته على التوهج في الظلام مرة أخرى ، ولكن لأغراض أخرى. هذه المرة ، بدأ ممثلو الطوائف الدينية في تجارة الفوسفور. كانت وصفات استخدام الفوسفور متنوعة للغاية. على سبيل المثال ، تمت إضافة كمية صغيرة من الفوسفور الأبيض إلى الشمع أو البارافين المذاب ولكن السميك بالفعل. تم تشكيل أقلام الرصاص من الخليط الناتج ، حيث قاموا بعمل نقوش على جدران المعابد والأيقونات. في الليل ، كانت "النقوش الغامضة" مرئية. الفوسفور يتأكسد ببطء ، يتوهج ، والبارافين ، يحميه من الأكسدة السريعة ، يزيد من مدة الظاهرة.

الفسفور الأبيض المذاب في البنزين أو ثاني كبريتيد الكربون. تم ترطيب فتائل الشموع أو المصابيح بالمحلول الناتج. بعد تبخر المذيب اشتعل الفسفور الأبيض واشتعل الفتيل منه. هكذا صنعت "المعجزة" المسماة "الاشتعال الذاتي للشموع".

تجول الأضواء في المستنقعات والمقابر

أحد مركبات الفوسفور المثيرة للاهتمام هو الفوسفين الغازي ، والذي يتميز بأنه شديد القابلية للاشتعال في الهواء. تفسر خاصية الفوسفين هذه مظهر المستنقعات أو الأضواء المتجولة أو الخطيرة. هناك حرائق بالفعل في المستنقعات والقبور الجديدة. هذا ليس خيالًا أو خيالًا. في الليالي الدافئة المظلمة ، تُلاحظ أحيانًا أضواء مزرقة باهتة وميض خافت على قبور جديدة. هذا "يحرق" الفوسفين. يتشكل الفوسفين أثناء تحلل الكائنات الحية النباتية والحيوانية الميتة.

صفحة 1

يسبب الفسفور الأبيض حروقًا مؤلمة وصعبة الشفاء. لا يمكن تحويل الفسفور الأحمر إلى أبيض إلا عن طريق التسامي. لا يذوب الفسفور الأحمر إلى حد كبير في أي من المذيبات.

يتوهج الفوسفور الأبيض في الهواء في الظلام ، وله القدرة على الاشتعال من تلقاء نفسه ، وهو شديد السمية. ولكن إذا قمت بتسخينه دون الوصول إلى الهواء إلى درجة الغليان تقريبًا ، تتشكل مادة ذات لون أحمر بنفسجي ، وهي مادة غير سامة ، ولا تشتعل في الهواء ، ولا تتوهج في الظلام. كلتا المادتين - الفوسفور الأبيض والفوسفور الأحمر - تتكونان من نفس الذرات ، من نفس العنصر الكيميائي - الفوسفور. والدليل هو أنه عند حرق الأكسجين ، تتشكل المادة نفسها - أنهيدريد الفوسفوريك.

يتم فصل الفسفور الأبيض عن طريق الاستخلاص بالبنزين ، ويتأكسد حمض الفوسفور إلى حمض الفوسفوريك مع زيادة ثنائي كرومات ، ثم يتم تقطير الفلور بالبخار لمدة 3-35 ساعة ويتم تحديده ضوئيًا عن طريق إضعاف لون مركب الألمنيوم بالزرنيوز.

يذوب الفسفور الأبيض عند 44 درجة مئوية ، ويغلي عند 275 درجة مئوية ؛ عند درجة حرارة 15 درجة مئوية يصبح ناعمًا مثل الشمع. غير قابل للذوبان عمليا في الماء ، قابل للذوبان في المذيبات العضوية.

الفسفور الأبيض نشط كيميائيًا للغاية: يشتعل تلقائيًا في طبقة رقيقة عند درجات الحرارة العادية ، ويشعل في قطع فوق 50 درجة مئوية ، لذلك يتم تخزينه تحت الماء.

يتفاعل الفسفور الأبيض والكبريت عند تسخينهما ويشكلان مركبًا - PiSs ، والذي يستخدم في صناعة المباريات. يحتوي جزيء هذا المركب ، كما تظهر دراسات الأشعة السينية ، على محور تناظر من الدرجة الثالثة ، وتوضح القيمة المنخفضة لحرارة التكوين (شيء قريب من الصفر) أن الذرات في هذه الحالة لها تساويتها الطبيعية.

يتم استخدام الفوسفور الأبيض بشكل محدود للغاية: فهو مملوء بالقذائف الحارقة وقذائف المدفعية والقنابل اليدوية التي تشكل مصاريع دخان أثناء الانفجار. تتوهج في الظلام التراكيب منه.

يتفوق الفوسفور الأبيض في قدرة الإخفاء على جميع مولدات الدخان المعروفة. الدخان ليس سامًا ولا يضر بالزي الرسمي والمعدات. الفوسفور الأحمر لديه قوة اخفاء أقل.

الفوسفور الأبيض مادة صلبة ، ناعمة كالشمع ، لها رائحة الثوم ، غير قابلة للذوبان في الماء ، لكنها قابلة للذوبان بسهولة في ثاني كبريتيد الكربون (CS2) ، شديدة السمية.

يمكن استخدام الفوسفور الأبيض ، باعتباره مادة شديدة الاشتعال ، في الشؤون العسكرية لتصنيع القنابل الحارقة والمدفعية وقذائف الهاون والقنابل الدخانية.

PHOSPHORUS، P (lat. Phosphorus * a. phosphorus؛ n. Phosphor؛ f. phosphore؛ and. fosforo) ، هو عنصر كيميائي من المجموعة V من النظام الدوري لمندليف ، العدد الذري 15 ، الكتلة الذرية 30.97376. يتم تمثيل الفوسفور الطبيعي بنظير واحد مستقر 31 P. ومن المعروف أن ستة نظائر مشعة اصطناعية للفوسفور بأرقام كتلتها 28-30 و32-34.

قد تكون طريقة الحصول على الفوسفور معروفة للكيميائيين العرب في وقت مبكر من القرن الثاني عشر ، ولكن التاريخ المقبول عمومًا لاكتشاف الفوسفور هو 1669 ، عندما تلقى H. Brand () مادة تضيء في الظلام ، تسمى "الباردة نار". تم إثبات وجود الفوسفور كعنصر كيميائي في أوائل السبعينيات. القرن ال 18 الكيميائي الفرنسي أ. لافوازييه.

التعديلات والخصائص

يوجد الفسفور العنصري في شكل العديد من التعديلات المتآصلة - الأبيض والأحمر والأسود. الفسفور الأبيض مادة شمعية شفافة ذات رائحة مميزة تتكون من تكاثف بخار الفوسفور. في وجود الشوائب - آثار الفسفور الأحمر ، والزرنيخ ، والحديد ، وما إلى ذلك - يكون لونه أصفر ، لذلك يسمى الفسفور الأبيض التجاري باللون الأصفر. يوجد تعديلين للفوسفور الأبيض a-P يحتوي على شعرية مكعبة من أقرب عبوة a = 0.185 نانومتر ؛ الكثافة 1828 كجم / م 3 ؛ نقطة الانصهار 44.2 درجة مئوية ، نقطة الغليان 277 درجة مئوية ؛ الموصلية الحرارية 0.56 واط / (مك) ؛ السعة الحرارية المولية 23.82 جول / (مول كلفن) ؛ معامل درجة حرارة التمدد الخطي 125.10 -6 K -1 ؛ في الخواص الكهربائية ، الفوسفور الأبيض قريب من المواد العازلة. عند درجة حرارة 77.8 درجة مئوية وضغط 0.1 ميجا باسكال ، يتحول a-P إلى b-P (شعرية معينية ، كثافة 1880 كجم / م 3). يؤدي تسخين الفسفور الأبيض في حالة عدم وجود هواء عند درجة حرارة 250-300 درجة مئوية لعدة ساعات إلى تكوين تعديل باللون الأحمر. الفسفور الأحمر التجاري العادي غير متبلور عملياً ، ومع ذلك ، مع التسخين لفترات طويلة ، يمكن أن يتحول إلى أحد الأشكال البلورية (ثلاثي الميل ، مكعب) بكثافة 2000 إلى 2400 كجم / م 3 ونقطة انصهار 585-610 درجة مئوية. أثناء التسامي (التسامي t 431 درجة مئوية) ، يتحول الفوسفور الأحمر إلى غاز ، وعند التبريد يتكون الفسفور الأبيض بشكل أساسي. عند تسخين الفسفور الأبيض إلى 200-220 درجة مئوية تحت ضغط 1.2-1.7 جيجا باسكال ، يتكون الفسفور الأسود. يمكن أيضًا إجراء هذا النوع من التحويل عند الضغط العادي (عند درجة حرارة 370 درجة مئوية) ، باستخدام كمحفز ، بالإضافة إلى كمية صغيرة من الفوسفور الأسود للبذر. الفسفور الأسود مادة بلورية ذات شعرية معينية (أ = 0.331 ، ب = 0.438 و ج = 1.05 نانومتر) ، كثافة 2690 كجم / م 3 ، نقطة انصهار 1000 درجة مئوية ؛ يشبه الجرافيت في المظهر ؛ شبه موصل ، مغناطيسي. عند التسخين إلى درجة حرارة من 560-580 درجة مئوية ويمر ضغط البخار المشبع إلى الفوسفور الأحمر.

الفسفور الكيميائي

يتم دمج ذرات الفوسفور في جزيئات بوليمر ثنائية الذرة (P 2) ورباعية الذرات (P 4). أكثر الجزيئات استقرارًا في ظل الظروف العادية هي الجزيئات التي تحتوي على سلاسل طويلة من رباعي السطوح P4 المترابط. في المركبات ، الفوسفور له حالة أكسدة +5 ، +3 ، -3. مثل النيتروجين في المركبات الكيميائية ، فإنه يشكل أساسًا رابطة تساهمية. الفوسفور عنصر تفاعلي. يكون تعديله الأبيض أكثر نشاطًا ، حيث يشتعل تلقائيًا عند درجة حرارة حوالي 40 درجة مئوية ، وبالتالي يتم تخزينه تحت طبقة من الماء. يشتعل الفسفور الأحمر عند الاصطدام أو الاحتكاك. الفوسفور الأسود غير نشط ولا يشتعل عند الاشتعال. عادة ما يكون أكسدة الفسفور مصحوبًا بتوهج كيميائي. أثناء احتراق الفوسفور بكمية زائدة من الأكسجين ، يتكون P 2 O 5 ، مع نقص ، بشكل رئيسي P 2 O 3. الفوسفور يتكون من الأحماض: ortho- (H 3 PO 4) ، polyphosphoric (H n + 2 PO 3n + 1) ، الفوسفور (H 3 PO 3) ، الفوسفور (H 4 P 2 O 6) ، الفوسفور (H 3 PO 2) ، وكذلك فوق الحموضة: فوق الفوسفوريك (H 4 P 2 O 8) و monoperphosphoric (H 3 PO 5).

يتفاعل الفوسفور مباشرة مع جميع الهالوجينات ، ويطلق كميات كبيرة من الحرارة. من المعروف أن كبريتيدات الفوسفور ونتريد. عند درجة حرارة 2000 درجة مئوية ، يتفاعل الفوسفور مع الكربون لتكوين كربيد (PC 3) ؛ عندما يتم تسخين الفوسفور بالمعادن - الفوسفات. الفسفور الأبيض ومركباته شديدة السمية ، MPC 0.03 مجم / م 3.

الفوسفور في الطبيعة

متوسط ​​محتوى الفسفور في القشرة الأرضية (كلارك) هو 9.3.10 -2٪ ، في الصخور فوق السطحية 1.7. 10 -2٪ ، قاعدي - 1.4.10 -2٪ ، حمضي - 7.10 -2٪ ، رسوبي - 7.7.10 -2٪. يشارك الفوسفور في عمليات الصخور المنصهرة ويهاجر بقوة في المحيط الحيوي. ترتبط كلتا العمليتين بتراكماتها الكبيرة ، والتي تشكل رواسب صناعية من الأباتيت - Ca 5 (PO 4) 3 (F ، Cl) والفوسفوريت - غير متبلور Ca 5 (PO 4) 3 (OH ، CO 3) مع شوائب مختلفة. الفوسفور عنصر حيوي مهم للغاية يتراكم بواسطة العديد من الكائنات الحية. ترتبط عمليات تركيز الفوسفور في قشرة الأرض مع الهجرة الحيوية. من المعروف أن أكثر من 180 نوعًا من المعادن التي تحتوي على الفوسفور.

الحصول والاستخدام

على المستوى الصناعي ، يتم استخلاص الفوسفور من الفوسفات الطبيعي عن طريق الاختزال الكهروحراري بفحم الكوك عند درجات حرارة 1400-1600 درجة مئوية في وجود السيليكا (رمل الكوارتز) ؛ يتم إرسال الفسفور الغازي بعد تنظيفه من الغبار إلى وحدات التكثيف ، حيث يتم جمع الفوسفور الأبيض السائل تحت طبقة من الماء. تتم معالجة الجزء الأكبر من الفوسفور المنتج إلى حمض الفوسفوريك والأسمدة الفوسفاتية والأملاح التقنية التي يتم الحصول عليها على أساسها. تستخدم أملاح أحماض الفوسفوريك على نطاق واسع - الفوسفات ، بدرجة أقل إلى حد ما - الفوسفات والهيبوفوسفيت. يستخدم الفسفور الأبيض في صناعة المقذوفات الحارقة والدخان ؛ الأحمر - في إنتاج المباريات.