Фосфор

Содержание в организме и влияние на человека

Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.

Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.

Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.

Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.

Фізичні властивості фосфору

Як і азот, фосфор здатний утворювати двохатомні молекули Р2. Однак подібні молекули фосфору можуть бути стійкими лише при дуже високій температурі – близько 1000 С. У звичайних умовах атоми фосфору з’єднуються в молекули інших складів. Наприклад, білий фосфор складається з чотирьохатомних молекул Р4. Між собою атоми білого фосфору з’єднані у вигляді найпростішого багатогранника тетраедра.

Так схематично виглядає будова молекули білого фосфору, що складається з чотирьох атомів.

Сам білий фосфор являє собою практично безбарвну твердокристалічну речовину, що моментально окислюється киснем повітря, при цьому під час окислення фосфору йде дим, а в повітрі з’являється явний часниковий запах. Своїм зовнішнім виглядом білий фосфор схожий на віск, такий же м’який, легкоплавкий, при цьому світиться в темряві і є надзвичайно небезпечним, так як дуже отруйний та вогненебезпечний.

Крім білого фосфору фізики також розрізняють червоний фосфор, чорний фосфор, жовтий фосфор і металевий фосфор, кожен з них має свої особливі фізичні властивості.

Так якщо білий фосфор нагрівати до температури 300 С без доступу повітря в присутності каталізаторів (ними може бути йод або натрій), то він перетвориться в червоний фосфор. На відміну від білого фосфору його червоний побратим не світиться в темряві і не є отруйним та небезпечним, до слова саме його використовують при виробництві сірників.

Червоний фосфор це аморфна речовина, що складається з полімерних молекул Px, він не розчиняється у воді та інших органічних розчинниках, а при нагріванні без доступу повітря не займається.

Якщо білий фосфор помістити під дуже великий тиск (в сотні атмосфер) то з нього вийде чорний фосфор, який за своїми властивостями нагадує метал: він блищить і проводить електричний струм. Якщо ще більше збільшити тиск, то чорний фосфор перетвориться в металевий, його кристалічна решітка буде такою ж щільною як у металів. Металевий фосфор дуже добре проводить електричний струм.

Так виглядають різні види фосфору.

Хоча фосфор і є одним з найпоширеніших хімічних елементів на нашій планеті, в чистому вигляді в природних умовах його не буває, добути чистий фосфор можливо лише в хімічній лабораторії. Однак фосфор входить до складу багатьох важливих хімічних і біологічних сполук: фосфоліпідів, фосфидів (сполуки фосфору та металів), фосфінів (сполук водню з фосфором), фосфорної кислоти і так далі.

Вред фосфатов, применяющихся в пищевой промышленности

В пищевой промышленности применяются фосфаты в продуктах в следующих целях:

• В качестве подкислителя в газированных напитках
• Фосфаты сохраняют воду в продуктах питания, повышая его вес и объем, предупреждая формирование бульонно-жировых отёков, в процессе хранения предотвращают высыхание. В основном применяются в продукции из рыбы, птицы и мяса (вареные, варено-копченые колбасы, сардельки)
• Фосфаты добавляются в сгущенное молоко, помогая предотвратить кристаллизацию продукта.
• Добавляются в сухие сыпучие продукты, не допуская слеживания и формирования комков в порошке. Применяется в сухих сливках, сухом молоке, порошках, содержащих какао в сухом виде.
• Добавляются в плавленые сырки, обеспечивая их консистенцию
• Используются при температурной обработке молока и молочных продуктов 
• При изготовлении мороженого и других продуктов из сухих смесей фосфаты повышают скорость их растворения при производстве. 
• Применятся для увеличения срока годности сливочного масла и маргарина

На этикетках можно найти следующие обозначения:

• Е 340 — фосфаты калия
• Е 338 — ортофосфорная кислота (или просто фосфорная)
• Е 343 — фосфаты магния
• Е 341 — фосфаты кальция
• Е 342 — фосфаты аммония

Последствия вредного воздействия фосфатов:

• Избыточное поступление фосфатов в организм человека, нарушает баланс в тканях между фосфором и кальцием, что приводит к нарушению структуры костной ткани и нарушению обменных процессов в организме человека. Избыток фосфора приводит к заболеваниям костной ткани в виде остеопороза.
• Избыток фосфора приводит к повышению риска сердечно сосудистых заболеваний, повышению риска инфарктов. Это происходит за счет отложения кальция на внутренних стенках сосудов, что приводит к их закупорке. Все это происходит из-за нарушения кальцево-фосфорного баланса.

Белофосфорные штудии: собака Баскервилей, спичечная забастовка и запрещенное оружие

И давайте сразу  же сделаем лирическое отступление, точнее – отступление литературное.

Я хочу раз и навсегда, закрыть тему белого фосфора и литературного произведения, из которого о нем все узнают, а потом на уроках химии тыкают пальцем и гыгычут: смотрите, какой тупой был Конан Дойл, а на химических олимпиадах просят найти, где же великий автор ошибся.

Итак, внимание, три цитаты:

В журнале «Иностранная литература» публикуется«лингвистическое» исследование некоего Давида Иоффе, где он возмущенно пишет:

И далее с превосходством знатока говорится, что phosphor по-английски означает любой люминофор, форсфоресцирующее вещество, а Конан-Дойл, безусловно, знал об опасности белого фосфора.

И все тут вроде бы ясно, если бы не одно но: в оригинале (я не нашел изначальный Strand Magasine, но нашел с десяток других изданий), везде из уст Ватсона звучит: «“Phosphorus,” I said».

Так что же, Конан-Дойл не знал об опасности белого фосфора?

Нет, конечно. Лондонский врач  в 1901 году не мог не помнить события 1888 года,  когда на Лондонской спичечной фабрике вспыхнула забастовка.

На этой немного ужасающей иллюстрации Томаса Мюттера середины XIX века под убранными художниками щеками девушки мы видим заболевание, которое сейчас не встретишь: «фосфорная челюсть». Или, если быть точным – фосфорный некроз челюсти. В XIX веке это было профессиональное заболевание сотрудников спичечных фабрик, поскольку эти люди работали с белым фосфором, токсичной аллотропной модификацией этого простого вещества. Спички с белым фосфором просуществовали недолго: только в 1830 году их придумал француз Шарль Сориа, а в 1836 году усовершенствовал венгр Янош Ирини, сделав их более безопасными. Уже в 1855 году швед Йохан Лундстрем придумал «шведские» спички с красным фосфором, но вплоть до 1910-х годов спички с белым фосфором пользовались популярностью (в первую очередь – у производителей, поскольку они были дешевле), а рабочие спичечных фабрик получали вот такой вот некроз челюсти.

2 июля 1888 года после увольнения одной из работниц Лондонской спичечной фабрики началась забастовка работниц, сопровождавшаяся демонстрацией. Это событие вошло в мировую историю и культуру настолько, что в 1960-х годах был даже поставлен мьюзикл «Девочки-спичечницы» (The Matchgirls) по следам тех событий.

Шум поднялся знатный, и администрации фабрики в итоге пришлось-таки пойти на уступки, сотрудницам даже выделили специальные чистые комнаты для приема пищи – ведь именно прямое попадание белого фосфора в рот во время еды и приводило к некрозу челюсти. А Анни Безант продолжила борьбу против спичек с белым фосфором. И, в итоге, в 1901 году  (году начала выхода «Собаки Баскервилей» в журнале)  фабрика, производящая белофосфорные спички была закрыта, в 1908 году Палата общин Великобритании приняла акт, запрещающий использование белого фосфора в спичках после 31 декабря 1910 года.

Однако никто из пытавшихся разобраться в ситуации, не увидел следующего предложения, не очень точно переводившегося на русский. Вот точные слова Холмса: «A cunning preparation of it». То есть, Ватсон, в простоте своей говорит: «Это типа фосфор?», на что химик-Холмс поправляет: «Нет, какое-то хитрое соединение его».  Он сразу намекает, что тут – некое производное фосфора, точно не пахнущее, а вероятно, и не токсичное, но сохранившее способность к свечению.

Ну и раз мы заговорили о белом фосфоре, то для того, чтобы закрыть эту тему, скажем, что именно белый фосфор лежит в основе одного из самых опасных типов зажигательных боеприпасов, которые сейчас запрещены к применению, если от них могут пострадать гражданские (а это происходит почти всегда, ибо белый фосфор горит с температурой 1300 градусов, ядовит и прочая, и прочая, и прочая). Правда, США и Израиль их не подписали – и фосфорные боеприпасы, к сожалению, применялись и в Афганистане, и в Газе, и даже на Донбассе, хотя США и Израиль тут ни при чем.

Применение фосфорной бомбы авиацией США во Вьетнаме

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P₄). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P₄. Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других — восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов: 3Mg + 2P = Mg₃P₂.

Фосфор является восстановителем в реакциях:

• с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
  • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя 4P + 3O₂ = 2P₂O₃
  • соединения фосфора (V) — при избытке: кислорода (воздуха) 4P + 5O₂ = 2P₂O₅
• с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
  • 2P+3Cl₂(нед.) = 2PCl₃ — хлорид фосфора (III)
  • 2P+3S(нед.) = P₂S₃ — сульфид фосфора (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl₅ — хлорид фосфора (V)
  • 2P+5S(изб.) = P₂S₅ — сульфид фосфора (V)
• с концентрированной серной кислотой:2P+5H₂SO₄ = 2H₃PO₄+5SO₂↑+2H₂O
• с конецнтрированной азотной кислотой:P+5HNO₃ = H₃PO₄+5NO₂↑+H₂O
• с разбавленной азотной кислотой:3P+5HNO₃+2H₂O = 3H₃PO₄+5NO↑

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Цена фосфорита

Цена фосфорита зависит во многом от процентного содержания в породе P₂O₅ . Самым распространенным образцом породы является с содержанием 32-33%, а цена достигает 44 долларов за одну тонну.

Чем больше процентное содержание фосфорных соединений, тем стоимость становится выше. Помимо содержания учитываются примеси (песок, камни, остатки скелета животных и т.д.), а так же район нахождения породы.

Минеральные удобрения из фосфоритов (суперфосфаты) стоят 750-1045 долларов за тонну. Здесь стоимость зависит от содержания других органических соединений и минеральных компонентов, а так же способа обработки. Чем качественнее удобрение, тем выше цена и наоборот.

В сельском хозяйстве применяют в основном двух и трех компонентные составы, не дорогие. А вот в выращивание декоративных растений, особенно прихотливых к грунту и концентрации удобрений, используются сложные многокомпонентные органические комплексы, стоимость которых существенно выше.

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:

4P+5O2→2P2O5{\displaystyle {\mathsf {4P+5O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{5}}}} (с избытком кислорода)

4P+3O2→2P2O3{\displaystyle {\mathsf {4P+3O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{3}}}} (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:

2P+3Ca→Ca3P2{\displaystyle {\mathsf {2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}}}}

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2P+3S→P2S3{\displaystyle {\mathsf {2P+3S\rightarrow P_{2}S_{3}}}}

2P+5Cl2→2PCl5{\displaystyle {\mathsf {2P+5Cl_{2}\rightarrow 2PCl_{5}}}}

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

Ca3P2+6H2O→2PH3+3Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}}

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:

8P+12H2O→>500oC 5PH3+3H3PO4{\displaystyle {\mathsf {8P+12H_{2}O{\xrightarrow {>500^{o}C}}\ 5PH_{3}+3H_{3}PO_{4}}}}

2P+8H2O→700−900oC,kat 2H3PO4+5H2{\displaystyle {\mathsf {2P+8H_{2}O{\xrightarrow {700-900^{o}C,kat}}\ 2H_{3}PO_{4}+5H_{2}}}}

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

4P+3KOH+3H2O→ τ PH3+3KH2PO2{\displaystyle {\mathsf {4P+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {\ \tau \ }}PH_{3}+3KH_{2}PO_{2}}}}

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P+5HNO3+2H2O→3H3PO4+5NO{\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}}

2P+5H2SO4→2H3PO4+5SO2+2H2O{\displaystyle {\mathsf {2P+5H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{4}+5SO_{2}+2H_{2}O}}}

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

6P+5KClO3→5KCl+3P2O5{\displaystyle {\mathsf {6P+5KClO_{3}\rightarrow 5KCl+3P_{2}O_{5}}}}

Физические и химические свойства

Фосфор (Phosphorus), P – химический элемент главной подгруппы V группы периодической химической системы Менделеева. Атомный номер – 15, атомная масса – 30,97. В настоящее время известно несколько радиоактивных изотопов фосфора, из которых 32Р применяется в физиолого-биохимических и агрохимических исследованиях.

Фосфор характеризуется в целом как неметалл. Элемент образует несколько аллотропических видоизменений.

Белый фосфор

• Плотность – 1,83 г/см3,
• Температура плавления – +44,1 °C,
• Температура кипения – +257 °C.

В чистом виде прозрачен и бесцветен, продажный продукт желтоватого цвета. На холоде хрупкое вещество. При температуре выше +15 °C становится мягким. На воздухе быстро окисляется с характерным свечением, особенно заметным в темноте. Даже при слабом нагревании (достаточно простого трения) белый фосфор сгорает, выделяя большое количество теплоты. Также характерно явление самовоспламенения на воздухе по причине выделения большого количества теплоты при окислении. В воде нерастворим, растворяется в сероуглероде. Благодаря сравнительно невысокой прочности связей между молекулами кристаллической решетки, белый фосфор обладает высокой химической активностью. Данное вещество – сильный яд, принятия даже малой дозы которого достаточно для смертельного исхода.

Вред от избыточного количества фосфора в организме

• Токсическое действие

  Известно несколько заболеваний, характеризующихся гиперфосфатемией, в том числе из-за повышенного усвоения фосфора тонким или (при поступлении с клизмой) толстым кишечником. Тем не менее, чаще всего нарушение обмена фосфора связано с нарушением его выделения при хронической болезни почек (ХБП) или терминальной почечной недостаточности (терминальная стадия ХБП). Если почки функционируют лишь на 20% от нормы, то прием фосфора даже в рамках рекомендованных норм может привести к гиперфосфатемии. Также гиперфосфатемия может развиться при сниженном уровне гормона паратирина (гипопаратиреозе) из-за уменьшения стимуляции выделения фосфора почками.

• Повышенный уровень фосфора в сыворотке крови

  Высокий уровень фосфора в сыворотке крови у людей с нормальной работой почек связывают с повышенным риском развития сердечно-сосудистых заболеваний (ССЗ). Исследования показывают, что у лиц с высоким уровнем фосфора в пределах нормы чаще развиваются ССЗ и ХБП. Также исследование, проводившееся в течение 17 лет на 3088 здоровых участниках среднего возраста, показало, что риск инфаркта у четверти участников с наибольшими концентрациями фосфора в сыворотке был вдвое выше, чем у четверти с наименьшими. Предполагается, что это может быть связано с кальцификацией сосудов.

• Гиперфосфатемия при заболеваниях почек

  Один из возможных механизмов развития ССЗ при гиперфосфатемии предполагает отложение фосфата кальция на мягких тканях, особенно кровеносных сосудов. Высокие концентрации фосфора могут запустить процесс, известный, как остеохондрогенная трансдифференциация — превращение клеток мягких тканей, в том числе, гладкой мускулатуры сосудов, в подобие скелетных. Кальцификация сосудов повышает риск развития ССЗ по меньшей мере втрое, для лиц с почечной недостаточностью этот риск увеличивается еще вдвое, до шестикратного.

  У лиц с ХБП гиперфосфатемия и кальцификация сосудов ускоряет развитие болезни. В настоящее время, для снижения уровня фосфора в сыворотке у пациентов с ХБП рекомендуются ограничения по его потреблению, но их влияние на ССЗ и смертность неизвестны.

• Влияние высокого потребления фосфора на кости

  Некоторые исследователи опасаются увеличения количества фосфатов в питании. Высокое содержание фосфора в сыворотке подавляет производство почками метаболически активной формы витамина D, снижает уровень кальция в крови и увеличивает выработку паратирина паращитовидными железами. Паратирин снижает выделение кальция с мочой и провоцирует разрушение костей — эти воздействия направлены на возвращение уровня кальция к норме. При длительном сохранении повышенного уровня паратирина может снизиться минерализация костей, но подобное наблюдается только при рационе, богатом фосфором и бедном кальцием. При сбалансированном содержании в пище фосфора и кальция подобные эффекты не наблюдаются.

Биологическая роль соединений фосфора

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)₂·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).

Продукт	Содержание, мг/100 г
Очищенное конопляное семя	1650
Семена тыквы (ядра)	1233
Семена подсолнечника (ядра) поджаренные	1158
Семена мака	870
Горчичный порошок	828
Кунжут (очищенный)	774
Семена дыни (ядра)	755
Какао-порошок	734
Твёрдый пармезан	694
Семена подсолнечника (ядра) сушеные	660
Сафлора семена (ядра)	644
Семена льна	642
Семена лотоса	626
Сыр швейцарский нежирный	605
Кешью сырые	593
Орехи пили	575
Амарантовая крупа	557
Сыр гауда	546
Овёс	523
Грецкий орех чёрный	513
Печень говяжья тушеная	497
Фисташки сырые	490
Миндаль	481
Киноа	457
Люпин, семена	440
Карп	415
Фасоль	407
Арахис	397
Сыр рокфор	392
Мука из цельного зерна	357
Печень куриная	297
Вырезка свиная	286
Желтоперый тунец	278
Сгущенное молоко	253
Яйцо	198
Говядина	188
Курица	178

Токсикология элементарного фосфора

• Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
• Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, тлеющий белый фосфор даёт тяжелые ожоги.

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. Ввиду высокой (ЛД50 15-100 мг/кг) и чрезвычайно высокой (<15 мг/кг) токсичности большинство фосфорорганических соединений (ФОС) используются в качестве пестицидов (инсектициды, акарициды, зооциды и т. д.) или боевых отравляющих веществ. Примером боевых отравляющих веществ являются — зарин, зоман, табун, V-газы.

ФОС проявляют свойства веществ нервно-паралитического действия. Токсичность фосфорорганических соединений обусловлена ингибированием фермента ацетилхолинэстеразы, вследствие чего развивается головная боль, тошнота, головокружение, сужение зрачков (миоз), затруднение дыхания (отдышка), возникает слюнотечение, понижается артериальное давление, возникают конвульсии, проявляется паралитическое воздействие, кома, и как следствие может быстро возникнуть летальный исход. Эффективным антидотом при отравлении ФОС является атропин.

Важность фосфора для организма

Макроэлемент является одним из ключевых участников биохимических процессов, обеспечивающих важнейшие функции организма. Устойчивый уровень фосфатов сохраняется за счет:

• баланса процессов всасывания в кишечнике и выделения в почках;
• поступления в организм необходимого количества витамина D;
• работоспособности паращитовидных желез и щитовидной железы.

В сочетании с фосфором в организме образуются важнейшие биоактивные соединения:

• Фосфопротеины. Участвуют в формировании скелета.
• Фосфолипиды. Принимают участие в строительстве клеточных оболочек и защите клеток от повреждения. Являются резервом организма при нервных и физических перегрузках. Содержатся в тканях сердца, мозга, нервных клетках и печени.
• Фосфорные эфиры моносахаридов. Обеспечивают организм энергией на 50%.
• Нуклеиновые кислоты. Отвечают за сохранение и передачу генной информации.
• Фосфорная кислота. Образует ферменты фосфатазы, обеспечивающие регуляцию внутриклеточных химических реакций. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ) и креатинфосфорная кислота – источники энергии биохимических реакций и функциональной способности мышечных волокон.

Процессы, в которых принимают участие фосфаты, затрагивают все системы организма. Р поддерживает здоровье почечного аппарата, сердечно-сосудистой системы, обеспечивает мышечные реакции на воздействие нейромедиаторов, участвует в процессе иннервации (связи мышц и тканей с нервной системой), стимулирует ферментную активность.

Фосфор является ключевым регулятором равновесия КОС (кислотно-основного состояния) организма, одним из стабилизаторов дыхательной функции и мозговой деятельности. Совместно с кальцием, P составляет основу прочности костей и зубов, процесса формирования новой костной ткани.

Регулирование фосфатов в организме

Контроль над стабильной концентрацией фосфатов осуществляют гормоны:

• Стероидный гормон кальцитриол – активная форма витамина D3. Отвечает за резорбцию (всасывание) фосфора в кровь через слизистые стенок органов пищеварения.
• Эндокринные гормоны кальциево-фосфорного обмена. Паратиреоидный гормон паращитовидных желез (паратгормон) – снижает количество фосфатов, увеличивает концентрацию кальция. Гормон щитовидной железы кальцитонин – поддерживает нормальный уровень кальция и фосфора, предотвращая деминерализацию костей.

В процессе регуляции также участвует гормон поджелудочной железы инсулин. При ненормированном количестве P в сыворотке крови можно предположить ряд нарушений в работе почек, желудочно-кишечного тракта, паращитовидных желез, поджелудочной железы.

Справка! В медицине состояние повышенного количества фосфатов в крови носит название гиперфосфатемия, сниженный уровень фосфора – гипофосфатемия.

Применение фосфорита

сть несколько основных путей реализации породы. Первый, это изготовление фосфорных удобрений, так называемых суперфосфатов и аммофосов. Они применяются в сельском хозяйстве для:

• Замедления процесса старения растения.
• Улучшения урожая.
• Питание растения всеми необходимыми минеральными и органическими веществами.
• Ускоряет период перехода ранения в фазу плодоношения и цветения.

Так же фосфориты используют для получения фосфоритной муки (около 440т в год). Так же для получения соединений фосфора (например: фосфорита кальция, кальция фосфата, фосфорит минералов и т.д.).

В составе фосфорита находятся останки, раковины и скелеты древних живых существ

При переработке фосфоритов получают высокий выход серной и фосфорной кислоты в промышленных масштабах, для этого были оснащены специализированные цехи с новейшим передовым оборудованием.

Там, где добывают фосфориты, обычно располагаются и заводы по их переработки. Среди крупнейших предприятий по переработке следует отметить: ОАО “Фосфорит-Портстрой”; ОАО “Апатит”, ОАО “Ковдорский ГОК” и ОАО “Фосфорит”. Произведенное компаниями сырье идет на Российские рынки и Европейские.

Свойства простых веществ: Фосфор

Ключевые слова конспекта: свойства простых веществ, фосфор, строение и физические свойства, химические свойства, производство и применение фосфора.

Фосфор – элемент группы VA. Его важнейшие параметры приведены в таблице.

Таблица. Важнейшие параметры элемента фосфор.

На валентном слое атома фосфора, в отличие от азота, есть вакантные 3d-орбитали. В отличие от азота, фосфор может быть пятивалентным. В этом случае атомы фосфора находятся в возбуждённом состоянии:

СТРОЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Элемент фосфор образует несколько простых веществ, среди которых наиболее известны белый, красный и чёрный фоcфоp.

Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул Р₄. В молекуле все связи одинарные ковалентные неполярные. С Р₄ связи Р – Р легко разрываются. Этим объясняется высокая химическая активность белого фосфора и его склонность переходить (при хранении или при нагревании) в более стабильные полимерные модификации.

При обычных условиях это твёрдое белое вещество, мягкое как воск (легко режется ножом), летучее при слабом нагревании, легкоплавкое (t°_пл = 44 °С), практически нерастворимое в воде (его хранят под слоем воды), хорошо растворимое в неполярных растворителях (например, в сероуглероде CS₂). Уже при обычных условиях легко испаряется и в газообразном состоянии окисляется кислородом воздуха, освобождающаяся в результате окисления энергия выделяется в виде света, что и является причиной свечения белого фосфора на воздухе.

Красный фосфор образован полимерными молекулами Р_n разной длины, состоящими из пирамидально связанных атомов. Название «красный фoсфoр» используют для описания нескольких различных модификаций фосфора красного цвета.

Красный фocфор – это твёрдое аморфное вещество красного цвета (от тёмно-коричневого до красного и фиолетового), возгоняется при нагревании. При конденсации паров образуется белый фосфop. Красный фoсфoр нерастворим ни в воде, ни в сероуглероде, ни в других растворителях.

Чёрный фосфор представляет собой вещество немолекулярного строения, кристаллическая решётка атомно–слоистая, с характерным для фосфора пирамидальным расположением связей. Чёрный фосфор твёрдый, по внешнему виду похож на графит, проводит электрический ток, имеет высокую t°_пл (587 °С).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Фосфор – более активное вещество, чем азот. Фосфору присуща окислительно-восстановительная двойственность. По отношению к металлам фосфор выступает в роли окислителя, образуя фосфиды:

По отношению к большинству неметаллов фосфop выступает в роли восстановителя. При недостатке окислителя обычно образуются соединения фосфора(III), при избытке – соединения фосфора(V), например, РCl3 и РCl5.

Фосфор сгорает на воздухе и в кислороде. Белый фосфор самовоспламеняется в атмосфере кислорода. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 50 °С, красный – при температуре выше 250 °С, чёрный – при температуре выше 400 °С. При этом образуются оксиды фосфора. В избытке кислорода образуется оксид фосфора (V):

При нагревании выше 100 °С фосфор бурно взаимодействует с серой с образованием смеси сульфидов (P₂S₅, P₂S₃):

Красный и белый фocфор самовозгораются в атмосфере фтора и хлора:

С водородом и азотом фосфор практически не взаимодействует.
Фосфор восстанавливает азотную и серную концентрированные кислоты, хлораты и некоторые другие окислители. Так, например, каждый раз, зажигая спичку, мы проводим реакцию между бертолетовой солью, которая входит в состав спичечной головки, и красным фосфором, нанесённым на спичечный коробок:

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Сырьём для получения фосфора являются фосфориты, основной компонент которых – ортофосфат кальция. Фосфорит измельчают, смешивают с песком и углём и прокаливают в электропечах без доступа воздуха. Происходит восстановление фосфора:

Основная область использования фосфора – производство спичек. Кроме того, фocфор применяется в металлургии для синтеза фосфорорганических соединений, к числу которых относятся очень ядовитые средства для борьбы с вредителями–насекомыми (инсектициды). Фoсфор используется для получения некоторых полупроводников (фосфидов галлия GaP и индия InP). Фоcфoр также используется для получения оксида фосфора (V), который является сильным водоотнимающим реагентом.

Історія відкриття фосфору

У 1669 гамбурзький купець і за сумісництвом алхімік Хенніг Брандт в черговий раз намагався здійснити мрію всіх середньовічних алхіміків – знайти легендарний філософський камінь, що нібито перетворює всі метали в золото і дарує безсмертя. На жаль, філософський камінь і цього разу знайти не вдалося, але, тим не менш, Хеннігу пощастило зробити інше не менш важливе відкриття в хімії. На цей раз в якості експерименту німецький алхімік вирішив випаровувати воду з… людської сечі. В результаті низки складних хімічних маніпуляцій над власною сечею в реторті у алхіміка утворилася невідома до того світна речовина – фосфор.

До слова, саме слово «фосфор» з давньогрецької перекладається як «несучий світло». Саме таку назву він отримав за свою дивовижну здатність світитися в темряві. Першовідкривач фосфору алхімік Хенніг Брандт швидко зрозумів свою вигоду від цього відкриття і за великі гроші показував світний фосфор різним шляхетним та багатим панам, наживши при цьому великі статки (розваг у той час в Європі було не так вже й багато, так що науково-популярні вистави підприємливого алхіміка користувалися великим попитом).

Втім, Хенінг Брандт був не першим, хто добув фосфор дослідним шляхом. Ще до нього, в XII столітті це вдалося зробити арабському алхіміку Алхіду Бехілу, все також завдяки хімічним маніпуляціям з сечею і глиною, але його відкриття загубилося, і саме повторне відкриття фосфору німецьким алхіміком принесло широку популярність цьому хімічному елементу.

Перший час після відкриття фосфор викликав лише цікавість своїм світінням і тільки в кінці XIX століття вчені зрозуміли, що фосфор також є надзвичайно важливим корисним мікроелементом для життєдіяльності людського організму.

Статья составлена с использованием следующих материалов:

Вильдфлуш И. Р., Цыганов А. Р., Лапа В. В., Персикова Т. Ф. Рациональное применение удобрений: Пособие. – Горки: Белорусская государственная сельскохозяйственная  академия, 2002.– 324 с.

2.

Вильдфлуш И.Р., Кукреш С.П., Ионас В.А. Агрохимия: Учебник – 2-е изд., доп. И перераб. – Мн.: Ураджай, 2001 – 488 с., ил.

3.

Власюк П.А. Биологические элементы в жизнедеятельности растений. Издательство «Наукова Думка», Киев, 1969

4.

Глинка Н.Л. Общая химия. Учебник для ВУЗов. Изд: Л: Химия, 1985 г, с 731

5.

Минеев В.Г. Агрохимия: Учебник.– 2-е издание, переработанное и дополненное.– М.: Издательство МГУ, Издательство «КолосС», 2004.– 720 с., л. ил.: ил. – (Классический университетский учебник).

6.

Петров Б.А., Селиверстов Н.Ф. Минеральное питание растений. Справочное пособие для студентов и огородников. Екатеринбург, 1998. 79 с.

7.

Энциклопедия для детей. Том 17. Химия. / Глав. ред. В.А. Володин. – М.: Аванта +, 2000. – 640 с., ил.

8.

Ягодин Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.И. Агрохимия / Под редакцией Б.А. Ягодина.– М.: Колос, 2002.– 584 с.: ил (Учебники и учебные пособия для студентов высших учебных заведений).

Изображения (переработаны):
9.

Peloidal phosphorite, by James St. John, по лицензии CC BY

10.

Phosphorus deficiency in wheat 5084240350, by CIMMYT, по лицензии CC BY-NC-SA

11.

Phosphorus deficiency in wheat, by CIMMYT, по лицензии CC BY-NC-SA

12.

Phosphorus4, by  Mrs Pugliano, по лицензии CC BY-SA

13.

Phosphorus5, by  Mrs Pugliano, по лицензии CC BY-SA

Свернуть
Список всех источников