Obično se smatra datumom pronalaska fosfora 1669, ali postoje neki pokazatelji da je to bilo poznato ranije. Gefer, na primjer, izvještava da se u alhemijskom rukopisu iz kolekcije koja se čuva u pariškoj biblioteci kaže da je to bilo oko 12. vijeka. izvjesni Alhid Behil destilacijom urina glinom i krečom dobio je supstancu zvanu "escarbukle". Možda je ovo bio fosfor, što je velika tajna alhemičara. U svakom slučaju, poznato je da su u potrazi za filozofskim kamenom alhemičari podvrgavali destilaciji i drugim operacijama sve vrste materijala, uključujući urin, izmet, kosti itd.

Od davnina je fosfor naziv za supstance koje mogu svijetliti u mraku. U XVII vijeku. Poznat je bio bolonjski fosfor - kamen pronađen u planinama u blizini Bolonje; nakon pucanja na ugljen, kamen je stekao sposobnost sjaja. Opisani je i "Baldvinov fosfor", koji je načelnik općine alduin pripremio od kalcinirane mješavine krede i azotne kiseline. Luminiscencija takvih supstanci izazvala je krajnje iznenađenje i smatrala se čudom.

1669. godine, amaterski alkemičar iz Hamburga Brand, uništeni trgovac koji je sanjao da svoje poslove popravi uz pomoć alkemije, obrađivao je široku paletu proizvoda. Pretpostavljajući da fiziološki proizvodi mogu sadržavati "iskonsku materiju", koja se smatra temeljem filozofskog kamena, Brand se zainteresirao za ljudski urin.

Oh, kako ga je ponijela ideja, kakve je napore uložio da je provede! Vjerujući da otpadni proizvodi čovjeka, "kralja prirode", mogu sadržavati takozvanu primarnu energiju, neumorni eksperimentator počeo je destilirati ljudski urin, moglo bi se reći, u industrijskim razmjerima: u vojničkoj vojarni sakupio je ukupno tona! I ispario je do sirupastog stanja (naravno, ne u jednom potezu!), A nakon destilacije, ponovno je destilirao rezultirajuće "urinsko ulje" i dugo ga kalcinirao. Kao rezultat, bijela prašina se pojavila u retorti, slegla se na dno i užarila se, pa ju je Brand nazvao "hladnom vatrom" (kaltes Feuer). Brendovi suvremenici ovu su supstancu nazvali fosfor zbog njegove sposobnosti da svijetli u mraku (drugi grčki jwsjoroV).

1682. godine Brand je objavio rezultate svog istraživanja i sada se s pravom smatra otkrivačem elementa br. 15. Fosfor je bio prvi element, čije je otkriće dokumentirano, a njegovo otkriće je poznato.

Interes za novu supstancu bio je strašan, a Brand je to iskoristio - demonstrirao je fosfor samo za novac ili zamijenio male količine za zlato. Uprkos brojnim naporima, hamburški trgovac nije mogao ostvariti svoj zacjenjeni san - dobiti zlato od olova uz pomoć "hladne vatre", pa je stoga recept za novu supstancu ubrzo prodao izvjesnom Kraftu iz Dresdena za dvjesto talira. Novi vlasnik uspio je nakupiti mnogo veće bogatstvo na fosforu - "hladnom vatrom" putovao je širom Europe i demonstrirao ga naučnicima, visokim zvaničnicima, pa čak i kraljevima, na primjer, Robertu Boyleu, Gottfriedu Leibnizu, Charlesu II. Iako se način pripreme fosfora čuvao u najstrožem povjerenju, 1682. godine ga je nabavio Robert Boyle, ali također je svoju metodu najavio tek na zatvorenom sastanku Kraljevskog društva u Londonu. Boyleova metoda objavljena je nakon njegove smrti, 1692. godine.

U proljeće 1676. Kraft je na dvoru izbornika Friedricha Wilhelma iz Brandenburga ugovorio sesiju eksperimenata s fosforom. U 21 sat, 24. aprila, sve svijeće u sobi su se ugasile, a Kraft je prisutnima pokazao eksperimente s „vječnim plamenom“, ne otkrivajući, međutim, metodu kojom je pripremljena ova čarobna supstanca.

U proljeće sljedeće godine Kraft je došao na dvor vojvode Johanna Friedricha u Hannoveru3, gdje je u to vrijeme njemački filozof i matematičar G.V.Leibniz (1646-1716) bio bibliotekar. Kraft je i ovdje ugovorio sesiju eksperimenata s fosforom, pokazujući, posebno, dvije čuture koje su svijetlile poput krijesnica. Leibniz je, poput Kunkela, bio izuzetno zainteresiran za novu supstancu. U prvoj sesiji pitao je Krafta da li bi veliki komad ove supstance mogao osvijetliti cijelu sobu. Kraft se složio da je to sasvim moguće, ali ne bi bilo praktično, jer je postupak pripreme tvari vrlo kompliciran.

Ko je imao? Imao sam.

Leibnizovi pokušaji da nagovori Krafta da tajnu proda vojvodi propali su. Tada je Leibniz otišao u Hamburg da vidi samog Branda. Ovdje je uspio zaključiti ugovor između vojvode Johanna Friedricha i Branda, prema kojem je prvi bio dužan platiti Brand 60 talira za odavanje tajne. Od tada je Leibniz ušao u redovnu prepisku s Brandom.

Otprilike u isto vrijeme, II Becher (1635-1682) dolazi u Hamburg s ciljem da privoli Branda za vojvodu od Mecklenburga. Međutim, Brand je ponovo presreo Leibniza i odveo ga u Hannover kod vojvode Johanna Friedricha. Leibniz je bio potpuno uvjeren da je Brand bio vrlo blizu otkriću "filozofskog kamena", i zato je savjetovao vojvodi da ga ne pušta dok ne izvrši ovaj zadatak. Brand je, međutim, boravio u Hanoveru pet tjedana, pripremio svježe zalihe fosfora izvan grada, pokazao, prema ugovoru, tajnu proizvodnje i otišao.

U isto vrijeme, Brand je pripremio značajnu količinu fosfora za fizičara Christiana Huygensa, koji je proučavao prirodu svjetlosti, i poslao zalihe fosfora u Pariz.

Brand je, međutim, bio vrlo nezadovoljan cijenom koju su mu dali Leibniz i vojvoda Johann Friedrich zbog otkrivanja tajne proizvodnje fosfora. Poslao je Leibniz-a ljutito pismo u kojem se požalio da primljeni iznos nije dovoljan ni za izdržavanje njegove porodice u Hamburgu i plaćanje putnih troškova. Slična pisma poslali su Leibniz i Brandova supruga Margarita.

Brand i Kraft bili su nezadovoljni, na što je on pismima izrazio uvredu, zamjerajući mu što je tajnu za 1000 talira preprodao Engleskoj. Kraft je ovo pismo proslijedio Leibnizu, koji je vojvodi Johannu Friedrichu savjetovao da ne gnjavi Branda, da mu izdašnije plati za otkrivanje tajne, bojeći se da će autor otkrića, u obliku čina osvete, ispričati recept za stvaranje fosfor nekom drugom. Leibniz je poslao ohrabrujuće pismo samom Brandu.

Očigledno je Brand dobio nagradu, jer 1679. ponovo je došao u Hannover i tamo radio dva mjeseca, primajući sedmičnu plaću od 10 talira s dodatnim troškovima i stolom. Leibnizova prepiska s Brandom, sudeći prema pismima pohranjenim u hanoverskoj biblioteci, nastavila se do 1684. godine.

Vratimo se sada Kunkelu. Prema Leibniz-u, Kunkel je preko Krafta naučio recept za pravljenje fosfora i počeo raditi. Ali njegovi prvi eksperimenti bili su neuspješni. Brandu je slao pismo za pismom, u kojem se žalio da mu je poslan vrlo nerazumljiv recept za drugu osobu. U pismu napisanom 1676. iz Wittenberga, gdje je Kunkel u to vrijeme živio, pitao je Branda za detalje suđenja.

Na kraju je Kunkel uspio u svojim eksperimentima, neznatno modificirajući Brandovu metodu. Dodajući malo pijeska suhom urinu prije destilacije, dobio je fosfor i ... tvrdio je neovisnost otkrića. Iste godine, u julu, Kunkel je o svojim uspjesima razgovarao sa svojim prijateljem, profesorom na Univerzitetu u Wittenbergu, Kasparom Kirchmeierom, koji je na ovu temu objavio rad pod nazivom "Stalna noćna svjetiljka, ponekad blistava, za kojom se dugo tragalo, sada pronađena. " U ovom članku Kirchmeyer govori o fosforu kao o dugo poznatom svjetlećem kamenu, ali ne koristi sam izraz "fosfor", koji očito do tada nije bio cijepljen.

U Engleskoj, nezavisno od Branda, Kunkela i Kirchmeyera, 1680. godine fosfor je dobio R. Boyle (1627-1691). Boyle je znao za fosfor iz istog Krafta. Već u maju 1677. fosfor je demonstriran u Kraljevskom društvu u Londonu. U ljeto iste godine i sam Kraft dolazi s fosforom u Englesku. Boyle je, prema vlastitom izvještaju, posjetio Kraft i vidio njegov fosfor u čvrstom i tečnom obliku. U znak zahvalnosti za toplu dobrodošlicu, Kraft mu se, opraštajući se od Boylea, nagovijestio da je glavna supstanca njegovog fosfora nešto svojstveno ljudskom tijelu. Očito je ovaj nagovještaj bio dovoljan da pokrene Boyleovo djelo. Nakon Kraftova odlaska započeo je ispitivanje krvi, kostiju, kose, urina, a 1680. godine njegovi napori da dobije svjetleći element okrunjeni su uspjehom.

Boyle je svoje otkriće počeo iskorištavati u kompaniji sa asistentom - njemačkim Gaukwitzom. Nakon Boyleove smrti 1691. godine, Gaukwitz je proširio proizvodnju fosfora, poboljšavajući ga u komercijalnim razmjerima. Prodajući fosfor po tri kilograma za uncu i isporučujući ga naučnim institucijama i pojedinim naučnicima u Evropi, Gaukwitz je stekao ogromno bogatstvo. Da bi uspostavio komercijalne veze, putovao je u Holandiju, Francusku, Italiju i Njemačku. U samom Londonu Gaukwitz je osnovao farmaceutsku kompaniju koja se proslavila još za njegovog života. Zanimljivo je da je, uprkos svim eksperimentima s fosforom, ponekad vrlo opasnim, Gaukwitz doživio 80 godina, nadživjevši svoja tri sina i sve one koji su sudjelovali u radu vezanom uz ranu historiju fosfora.

Otkad su Kunkel i Boyle primili fosfor, on je brzo opadao kao rezultat konkurencije izumitelja. Na kraju su nasljednici izumitelja počeli upoznavati sve sa tajnom njegove proizvodnje za 10 talira, neprestano snižavajući cijenu. 1743. A.S. Marggraf pronašao je još bolji način za proizvodnju fosfora iz urina i odmah ga objavio, jer ribolov je prestao biti isplativ.

Trenutno se fosfor nigdje ne proizvodi Brand-Kunkel-Boyleovom metodom, jer je potpuno neisplativ. Zbog povijesnog interesa, mi ćemo ipak dati opis njihove metode.

Truli urin isparava do sirupastog stanja. Dobivena gusta masa zamijesi se s trostrukom količinom bijelog pijeska, stavi u retortu opremljenu prijemnikom i zagrijava 8 sati na ravnomjernoj vrućini dok se hlapive materije ne uklone, a zatim se grijanje pojačava. Prijemnik se puni bijelom parom koja se zatim pretvara u plavkasto čvrsti i svijetli fosfor.

Fosfor je svoje ime dobio zbog svoje sposobnosti da svijetli u mraku (od grčkog - luminiferous). Među nekim ruskim kemičarima postojala je želja da se elementu dade čisto rusko ime: "dragulj", "sjajniji", ali ta imena nisu zaživjela.

Kao rezultat detaljnog proučavanja sagorijevanja fosfora, Lavoisier ga je prvi prepoznao kao hemijski element.

Prisustvo fosfora u urinu dalo je kemičarima razlog da ga traže u drugim dijelovima životinjskog tijela. 1715. godine u mozgu je pronađen fosfor. Značajno prisustvo fosfora u njemu poslužilo je kao osnova za tvrdnju da "bez fosfora nema misli". Godine 1769. Yu.G. Gan je pronašao fosfor u kostima, a dvije godine kasnije K.V. Scheele dokazao je da se kosti sastoje uglavnom od kalcijum fosfata i predložio metodu za dobivanje fosfora iz pepela koji je ostao nakon sagorijevanja kostiju. Konačno, 1788. godine M. Klaprot i J. L. Proust pokazali su da je kalcijum fosfat izuzetno raširen mineral u prirodi.

Alotropnu modifikaciju fosfora - crveni fosfor - otkrio je 1847. A. Schrötter. U radu pod naslovom "Novo alotropsko stanje fosfora", Schrötter piše da sunčeva svjetlost mijenja bijeli fosfor u crveni, a faktori poput vlage i atmosferskog zraka nemaju utjecaja. Schrötter je crveni fosfor odvojio tretiranjem ugljen-disulfidom. Takođe je pripremio crveni fosfor zagrijavanjem bijelog fosfora na temperaturi od oko 250 ° C u inertnom plinu. Istodobno je utvrđeno da daljnji porast temperature opet dovodi do stvaranja bijele modifikacije.

Zanimljivo je da je Schrötter prvi predvidio upotrebu crvenog fosfora u industriji šibica. Na svjetskoj izložbi u Parizu 1855. godine demonstriran je crveni fosfor, koji je već fabrički nabavljen.

Ruski naučnik A.A.Musin-Puškin je 1797. godine dobio novu modifikaciju fosfora - ljubičasti fosfor. Ovo se otkriće pogrešno pripisuje I.V. Gittorfu, koji je, ponavljajući gotovo u potpunosti Musin-Puškinovu metodu, dobio purpurni fosfor tek 1853. godine.

Godine 1934. profesor P.W. Bridgman, izlažući bijeli fosfor pritisku do 1100 atm, pretvorio ga je u crnu i tako dobio novu alotropsku modifikaciju elementa. Zajedno s bojom promijenila su se i fizička i hemijska svojstva fosfora: bijeli fosfor se, na primjer, spontano zapali u zraku, a crna, poput crvene, nema ovo svojstvo.

izvori

Metafosforna kiselina - monobazna kiselina, čija je najjednostavnija formula HPO 3; stvarni sastav njegovih molekula izražava se formulom (HPO 3) n, gdje je n \u003d 3,4,5 itd. U svom čistom obliku to je staklasta masa, lako topljiva u vodi.

Dobija se interakcijom fosfor (V) oksida sa vodom:

Fizičko-hemijske karakteristike

Metafosforna kiselina je bijela staklasta supstanca, lako topljiva u vodi i dodavanjem je postepeno prelazi u ortofosfornu kiselinu:

Veoma otrovna supstanca.

H 3 PO 4

Ortofosforna kiselina (fosforna kiselina) - anorganska kiselina srednje jačine, hemijske formule H 3 PO 4, koja je u standardnim uvjetima bezbojni higroskopni kristali.

Na temperaturama iznad 213 ° C, pretvara se u pirofosfornu kiselinu H 4 P 2 O 7. Vrlo topljiv u vodi. Obično se ortofosforna (ili jednostavno fosforna) kiselina naziva 85% -tnom vodenom otopinom (sirupasta tečnost bez boje i mirisa). Takođe topljiv u etanolu i drugim rastvaračima.

Fosforna kiselina se dobija iz fosfata:

Može se dobiti hidrolizom fosfor pentahlorida:

Ili interakcija s vodom fosfornog (V) oksida dobivenog sagorijevanjem fosfora u kisiku:

S vodom reakcija teče vrlo burno, pa se fosfor (V) oksid tretira koncentriranom otopinom ortofosforne kiseline zagrijane na 200 ° C.

Rastopljena fosforna kiselina i njeni koncentrirani rastvori su visoko viskozni zbog stvaranja intermolekularnih vodikovih veza.

H 3 PO 4 je trobazna kiselina srednje jačine. U interakciji s vrlo jakom kiselinom, na primjer s perhlornom HClO 4, fosforna kiselina pokazuje znakove amfoternosti - stvaraju se fosforilne soli, na primjer [P (OH) 4] ClO 4.

Karakteristična reakcija ortofosforne kiseline od ostalih fosfornih kiselina je reakcija sa srebrnim nitratom - nastaje žuti talog:

Kvalitativna reakcija na ion RO 4 3− je stvaranje svijetlo žutog taloga amonijum molibden fosfata:

Soli fosforne kiseline nazivaju se fosfati. Fosforna kiselina tvori jedno-, dvo- i tri-supstituirane soli.

(natrijum dihidrogen fosfat)

(natrijum hidrogen fosfat)

(natrijum fosfat)

Dihidrogen fosfati (jednosupstituisani fosfati) imaju kiselu reakciju, hidrofosfati (disupstituisani fosfati) su slabo alkalni, srednji (trosupstituisani fosfati ili jednostavno fosfati) su alkalni.

Dihidrogen fosfati su obično topljivi u vodi, gotovo svi hidrogen fosfati i fosfati su slabo topljivi. Kalcinirajuće soli vode do sljedećih transformacija:

Fosfati se ne raspadaju kada se zapale, izuzetak je amonijum fosfat (NH 4) 3 PO 4.

Organski fosfati igraju vrlo važnu ulogu u biološkim procesima. Šećerni fosfati sudjeluju u fotosintezi. Nukleinske kiseline sadrže i ostatke fosforne kiseline.

Primjena:

Koristi se za lemljenje kao fluks (za oksidisani bakar, za crni metal, za nehrđajući čelik), za istraživanja na polju molekularne biologije. Takođe se koristi za čišćenje rđe s metalnih površina. Na obrađenoj površini stvara zaštitni film, sprečavajući daljnju koroziju. Takođe se koristi u sastavu freona, u industrijskim zamrzivačima kao vezivo.

Kao dio hidrauličnih tekućina NGZh-5U i njegovih stranih analoga.

Fosforna kiselina registrovana kao dodatak hrani E338... Koristi se kao regulator kiselosti u gaziranim pićima.

U uzgoju krzna (posebno kada se uzgajaju norovi) pijenje rastvora fosforne kiseline koristi se za sprečavanje povišenog pH želuca i urolitijaze.

Ortofosforna kiselina koristi se za nagrizanje (uklanjanje razmazanog sloja) cakline i dentina prije plombiranja zuba. Kada se koriste ljepljivi materijali 2. i 3. generacije, potrebno je nagrizanje zubne cakline kiselinom, nakon čega slijedi ispiranje i sušenje. Pored dodatnog vremena provedenog na provođenju ovih faza, oni nose i rizik od raznih grešaka i komplikacija.

Kada se primjenjuje fosforna kiselina, teško je kontrolirati stupanj i dubinu demineralizacije dentina i cakline. To dovodi do činjenice da naneseno ljepilo ne ispunjava u potpunosti (preko cijele dubine) otvorene dentinske tubule, a to zauzvrat ne osigurava stvaranje punopravnog hibridnog sloja.

Pored toga, nije uvijek moguće potpuno ukloniti ortofosfornu kiselinu nakon što je nanesena na dentin. Ovisi o tome kako je fosforna kiselina koncentrirana. Ostaci fosforne kiseline narušavaju čvrstoću vezivanja i dovode do stvaranja takozvanog "rudnika kiseline".

Pojavom ljepljivih materijala 4. i 5. generacije počela se koristiti tehnika totalnog nagrizanja (dentin - caklina). Ljepljivi sustavi 6. i 7. generacije nemaju zaseban korak nagrizanja kiselinom. Dakle, ljepila se samojetkaju. Iako neki proizvođači i dalje preporučuju kratkotrajno nagrizanje cakline radi poboljšanja prianjanja prilikom korištenja samoreznih ljepila.

H 4 Str 2 O 7

Difosforna kiselina - anorganski spoj, tetrabazična kiselina koja sadrži kiseonik formule H 4 P 2 O 7, bezbojni kristali, topljivi u vodi, formira kristalne hidrate.

Primanje:

Rastvaranje fosfornog oksida u vodi:

Zagrijavanje fosforne kiseline:

Reakcija fosforne kiseline sa fosforovim oksidom:

Fizička svojstva:

Difosforna kiselina je bijela amorfna ili kristalna supstanca, vrlo higroskopna. Postoji u dvije kristalne modifikacije s tačkom topljenja od 54,3 i 71,5 ° C, smjesa se topi na 61 ° C.

Dobro se rastvara u vodi, etanolu, etru.

To je tetrabazična kiselina sa konstantama disocijacije p K 1 \u003d 1, p K 2 \u003d 2, p K 3 \u003d 6,6, p K 4 \u003d 9,6.

Stvara kristalne hidrate tipa H 4 P 2 O 7 n H 2 O, gdje je n \u003d 1, 5 i 6

Hemijska svojstva:

Kada se zagrije u vakuumu, raspada se:

Kada se vodene otopine prokuhaju, ona se pretvara u fosfornu kiselinu:

Reagira s lužinama stvarajući normalne ili kisele soli:

Ulazi u metaboličke reakcije.

Sadržaj

Ljubitelji gaziranog pića "Coca-Cola" teško da će pogledati njegov sastav koji ima dodatak E338. Ova supstanca je ortofosforna kiselina, koja se koristi ne samo u prehrambenoj industriji, već i u tekstilu, poljoprivredi i čak se nosi s hrđom na površini dijelova. Koja su svojstva hemijskog spoja, koja su područja njegove upotrebe, što trebate znati o sigurnosnim mjerama - vrijedi detaljnije razmotriti.

Šta je fosforna kiselina

Na sobnoj temperaturi to su higroskopni, bezbojni, romboidni kristali koji se dobro rastvaraju u vodi. Ortofosforni spoj smatra se anorganskom kiselinom srednje jačine. Jedan od njegovih oblika - žućkasta ili bezbojna sirupasta tečnost, bez mirisa, je vodena otopina s koncentracijom od 85%. Njegovo drugo ime je bijela fosforna kiselina.

Hemijski ortofosforni spoj ima sljedeća svojstva:

• rastvara se u etanolu, vodi, rastvaračima;
• tvori 3 reda soli - fosfati;
• uzrokuje opekline u dodiru s kožom;
• u interakciji s metalima stvara zapaljivi, eksplozivni vodonik;
• tačka ključanja ovisi o koncentraciji - od 103 do 380 stepeni;
• tečni oblik je sklon hipotermiji;
• nekompatibilno sa zapaljivim materijalima, čistim metalima, živim vapnom, alkoholom, kalcijum karbidom, kloratima;
• na temperaturi od 42,35 stepeni, topi se, ali se ne raspada.

Formula

Ortofosforna kiselina je anorgansko jedinjenje opisano formulom H3PO4. Njegova molarna masa je 98 g / mol. Mikročestica supstance izgrađena je u svemiru tako da povezuje atome vodonika i kiseonika. Formula pokazuje da hemikalija ima sljedeći sastav:

Dobivanje fosforne kiseline

Hemijsko jedinjenje ima nekoliko proizvodnih metoda. Poznata industrijska metoda za proizvodnju ortofosforne kiseline je termička koja daje čisti, visokokvalitetni proizvod. Slijedi sljedeći proces:

• oksidacija tokom sagorevanja suvišnim vazduhom fosfora u fosforni anhidrid formule P4O10;
• hidratacija, apsorpcija rezultirajuće supstance;
• kondenzacija fosforne kiseline;
• hvatanje magle iz frakcije plina.

Postoje još dvije metode za proizvodnju ortofosfornih spojeva:

• Način ekstrakcije koji je ekonomičan. Njegova osnova je razgradnja prirodnih minerala-fosfata sa hlorovodoničnom kiselinom.
• U laboratorijskim uslovima supstanca se dobija interakcijom belog fosfora, otrovnog sa razblaženom azotnom kiselinom. Proces zahtijeva strogo pridržavanje sigurnosnih mjera.

Hemijska svojstva

Smatra se da je anorganski spoj trobazičan i da ima srednju čvrstoću. Karakteristična su sljedeća hemijska svojstva fosforne kiseline:

• reaguje na indikatore mijenjajući njegovu boju u crvenu;
• zagrijavanjem pretvara se u pirofosfornu kiselinu;
• u vodenim rastvorima prolazi kroz fazu disocijacije;
• reakcijom sa jakim kiselinama stvara fosforil - složene soli;
• stvara žuti talog u interakciji sa srebrnim nitratom;
• termički se razlaže na difosfornu kiselinu;
• u dodiru s bazama, amorfnim hidroksidima, stvara vodu i sol.

Primjena

Ortofosforna kiselina koristi se u mnogim poljima, od industrije do liječenja zuba. Alat koriste majstori kao tok za lemljenje, za čišćenje metalne površine od hrđe. Tečnost se nanosi:

• za naučna istraživanja u molekularnoj biologiji;
• kao katalizator za organske procese sinteze;
• stvoriti antikorozivne premaze za metale;
• u proizvodnji vatrostalnih impregnacija za drvo.

Supstanca se koristi:

• u naftnoj industriji;
• u proizvodnji šibica;
• za proizvodnju filma;
• u cilju zaštite od korozije;
• za razjašnjavanje saharoze;
• u proizvodnji lijekova;
• u rashladnim jedinicama kao vezivo u sastavu freona;
• prilikom obrade za poliranje, čišćenje metala;
• u tekstilnoj industriji u proizvodnji tkanina sa plamenom impregnacijom;
• kao komponenta u proizvodnji hemijskih reagensa;
• u veterini za liječenje urolitijaze kod minkova;
• kao komponenta za temeljni premaz za metal.

U prehrambenoj industriji

Upotreba fosforne kiseline u proizvodnji prehrambenih proizvoda postala je široko rasprostranjena. Registriran je u registru aditiva za hranu pod šifrom E338. Kada se konzumira u prihvatljivim količinama, tvar se smatra sigurnom. Sljedeća svojstva lijeka su korisna:

• sprečavanje užeglosti;
• regulacija kiselosti;
• produženje roka trajanja;
• očuvanje karakteristika okusa;
• jačanje djelovanja antioksidanata.

Ortofosforna kiselina kao sredstvo za zakiseljavanje, prašak za pecivo, antioksidans koristi se u pekarskoj, mesnoj i mliječnoj industriji. Koristi se u proizvodnji slatkiša, šećera. Tvar daje proizvodima kiselkast, gorak okus. Dodatak E338 uključen je u:

• prerađeni sirevi;
• kiflice;
• gazirana pića - "Pepsi-Cola", "Sprite";
• kobasice;
• punđa;
• mlijeko;
• dječja hrana;
• marmelada;
• torte.

Studije su pokazale da prekomjerna upotreba hrane koja sadrži jedinjenja fosfora, posebno gaziranih pića, može dovesti do zdravstvenih problema. Nije isključeno:

• ispiranje kalcijuma iz tijela, što može izazvati stvaranje osteoporoze;
• kršenje kiselinsko-bazne ravnoteže - aditiv može povećati svoju kiselost;
• pojava gastrointestinalnih bolesti;
• pogoršanje gastritisa;
• uništavanje zubne cakline;
• razvoj karijesa;
• pojava povraćanja.

U neprehrambenoj industriji

Upotreba fosforne kiseline može se primijetiti u mnogim područjima proizvodnje. To je često zbog hemijskih svojstava proizvoda. Lijek se koristi za proizvodnju:

• kombinirana, fosforna mineralna gnojiva;
• aktivni ugljen;
• fosforne soli natrijuma, amonijuma, mangana;
• vatrootporne boje;
• staklo, keramika;
• sintetički deterdženti;
• vatrostalna veziva;
• negoriva fosfatna pjena;
• fluidi za vazduhoplovstvo.

U medicini

Stomatolozi koriste fosfornu kiselinu za liječenje unutarnje površine krunice. To pomaže poboljšati njegovu adheziju na zub tokom proteze. Supstancu koriste farmaceuti za pripremu lijekova, zubnog cementa. U medicini je upotreba ortofosfornog jedinjenja povezana sa sposobnošću nagrizanja zubne cakline. To je neophodno kada se za punjenje koriste ljepljivi materijali druge, treće generacije. Važne točke - nakon nagrizanja, površina mora:

• isperite;
• suvo.

Nanošenje protiv rđe

Pretvarač hrđe na bazi fosforne kiseline stvara zaštitni sloj na površini koji štiti od korozije tokom dalje upotrebe. Posebnost upotrebe smjese je sigurnost metala tijekom nanošenja. Postoji nekoliko načina za uklanjanje hrđe fosfornom kiselinom, ovisno o veličini oštećenja:

• jetkanje potapanjem u kadu ili drugu posudu;
• ponovljeno nanošenje sastava na metal pištoljem za prskanje, valjkom;
• površinski premaz s prethodno obrađenim mehaničkim čišćenjem.

Ortofosforni spoj pretvara rđu u željezne fosfate. Sastav se može koristiti za ispiranje i čišćenje:

• proizvodi od valjanog metala;
• bunari;
• površine cjevovoda;
• generatori pare;
• vodoopskrbni sustavi, grijanje;
• zavojnice;
• kotlovi;
• bojleri;
• izmjenjivači topline;
• kotlovi;
• dijelovi mašina i mehanizama.

Reakcija između fosforne kiseline

Svojstva anorganske supstance određuju njenu interakciju s drugim supstancama i spojevima. U ovom slučaju se javljaju hemijske reakcije. Ortofosforni sastav komunicira sa:

• soli slabih kiselina;
• hidroksidi koji ulaze u reakciju neutralizacije;
• metali koji se nalaze lijevo od vodonika u nizu aktivnosti sa stvaranjem soli i oslobađanjem vodonika;
• bazični oksidi, koji učestvuju u reakciji razmjene;
• amonijum hidroksid, stvarajući amonijum hidrogen fosfat;
• amonijak za proizvodnju kiselih soli.

Kisela sigurnost

Ortofosforni spoj spada u klasu opasnih supstanci i zahtjeva oprez. Rad sa sastavom treba izvoditi u posebnoj prostoriji opremljenoj dovodnom i izduvnom ventilacijom, dalje od izvora vatre. Nedostatak lične zaštitne opreme je neprihvatljiv.

Ortofosforna (ponekad i naziv fosforna) kiselina je kiselina anorganskog porekla, prosečne jačine. To je jednostavna hemijska formula i označava se kao H3PO4.

U tipičnim uvjetima i optimalnim temperaturama skladištenja izgleda kao uredni higroskopni kristali bez boje. U slučajevima kada se temperatura zagrije između +42 i +213 stepeni Celzijusa, spomenuta supstanca pretvara se u pirofosfornu kiselinu slične hemijske formule - H4P2O7.

Ortofosforna kiselina se najčešće naziva približno 85% otopinom na vodenoj bazi koja nema aromu i karakterizira je umjereno gust izgled nalik sirupu. Osim u vodi, ova kiselina se dobro otapa i u alkoholu i drugim popularnim rastvaračima.

Kako se dobija fosforna kiselina?

Da biste dobili spomenuti hemijski spoj, ne trebate imati puno novca ili vremena. Poput limunske kiseline, i fosforna je kiselina u velikoj potražnji i proizvodi se u ogromnim količinama. Danas stručnjaci znaju tri ispravne metode za ekstrakciju fosforne kiseline:

1. Hidrolizom fosfor pentahlorida;
2. Dobivanje iz fosfata (metoda ekstrakcije);
3. Mešanjem fosfornog (V) oksida sa običnom vodom, dobijenom sagorevanjem fosfora u kiseoniku (termička metoda).

Budući da je reakcija s vodom vrlo živa, fosfor (V) oksid se tretira koncentrovanom otopinom ortofosforne kiseline zagrijane na 200 stepeni Celzijusa.

Mala količina supstance može se lako dobiti u laboratorijskim uslovima metodom oksidacije fosfora. Ali za proizvodnju takvog spoja u ozbiljnoj, industrijskoj razmjeri, ne može se bez metode ekstrakcije i termičke obrade.

Fosforna kiselina u različitim sferama ljudskog života: tamo gde se koristi

Područje primjene fosforne kiseline danas je vrlo zanimljivo i raznoliko. Dakle, spomenuta hemijska supstanca je nezamjenjiva u raznim industrijama, uključujući hranu.

Ortofosforna kiselina ima jedva izražena kisela svojstva, lako reaguje sa solima slabo aktivnih kiselina, svim vrstama metala, osnovnim oksidima, bazama, amonijakom. Pristupačna cijena učinila je fosfornu kiselinu popularnom u potpuno različitim područjima.

Poljoprivreda i poljoprivreda

Spoj je vrlo čest dodatak za proizvodnju traženih fosfornih ili kombiniranih gnojiva: amonijeve, kalcijeve, natrijeve, soli mangana. Prema statistikama, oko 90% rude koja sadrži fosfor koristi se za proizvodnju gnojiva. Fosfor je važan za biljke u stvaranju sjemena i plodova. Istodobno, Sjedinjene Američke Države, Rusija i Maroko smatraju se zemljama proizvođačima takvih gnojiva, a gotovo sve zemlje Afrike, Azije i Europske unije smatraju se državama potrošačima.

Na farmama se veterinarima često savjetuje da životinje hrane otopinom fosforne kiseline kako bi se spriječila pojava kamenaca u bubrezima i žučnoj kesi i povećala kiselost želuca.

Prehrambena industrija

Od posebnog interesa je upotreba hemijskih elemenata, uključujući fosfornu kiselinu, u prehrambenoj industriji. Dakle, na ovom području ortofosforna kiselina djeluje kao regulator kiselosti i označena je oznakom E338. Odličan je antioksidans, zadržava boju i produžava vijek trajanja raznih pića i hrane.

Konkretno, aditiv E338 često se dodaje takvim proizvodima koji su traženi među stanovništvom: razne kobasice, prerađeni sirevi, prašak za pecivo, pekarski i konditorski proizvodi, mlijeko i dječja hrana, zaslađena gazirana pića itd.

Najpopularnije piće koje sadrži fosfornu kiselinu je Coca-cola. Kao što znate, takvo je piće u stanju čak i očistiti metalne površine od hrđe. Istovremeno, koncentracija kiseline u ovom napitku nije toliko visoka da ozbiljno šteti želudcu kod konzumiranja u malim količinama.

Proizvodnja hemikalija za domaćinstvo i građevinskog materijala

Zahvaljujući aktivnoj upotrebi ortofosforne kiseline i njenoj dostupnosti, proizvođači stavljaju na tržište građevinske materijale vatrootporne boje i lakove, uključujući: lak, emajl, impregnacije, drvene ploče i druge materijale za izgradnju i popravak. Fosforna kiselina je takođe neophodna za proizvodnju šibica.

Otopine fosforne kiseline aktivno koriste majstori na farmama za obradu drveta. Zahvaljujući impregnaciji drveta ovom supstancom drvo postaje vatrootporno.

Soli fosforne kiseline savršeno omekšavaju kloriranu vodu i nalaze se u mnogim hemikalijama za domaćinstvo. Na primjer, to su prašci i gelovi za pranje, deterdženti za pranje posuđa, tekućine za uklanjanje hrđe i masnoće s površina itd.

Molekularna biologija

Koriste ga stručnjaci za razne eksperimente i istraživanja.

Lijek

Zanimljivo je da je u medicini fosforna kiselina komponenta aktivnog ugljena. Takođe se aktivno koristi u stomatologiji već dugi niz godina - za punjenje. U malim količinama ovaj spoj je prisutan u zubnim pastama i izbjeljivačima.

Malo ljudi shvata da je fosforna kiselina takođe element curenja za proizvodnju vodootporne i vjetrootporne gornje odjeće, posebno skijaških odijela.

Da li je fosforna kiselina štetna za ljude

Zapamtite da je sve umjereno dobro. Fosforna kiselina se smatra relativno sigurnim hemijskim spojem ako se poštuju norme za njenu potrošnju. Prekomjerni unos fosforne kiseline zajedno s hranom može dovesti do lošeg zdravlja, averzije prema hrani, gubitka težine i krhkosti kostiju. Stoga je bolje izbjegavati pretjeranu konzumaciju proizvoda s aditivom za hranu E338.

Ako kiselina u obliku koncentrirane otopine dospije na kožu i sluznicu osobe, moguće su opekline. Takođe, neki su stomatolozi primijetili da fosforna kiselina šteti gornjem sloju zubne cakline kada se često koristi za zubno liječenje.

U kontaktu sa

Rasprostranjenost u prirodi. Maseni udio fosfora u zemljinoj kori je 0,08%. Najvažniji prirodni minerali fosfora su fluorapatit Ca5 (PO4) 3F i fosforit Ca3 (PO4) 2.

Svojstva. Fosfor formira nekoliko alotropnih modifikacija koje se znatno razlikuju po svojstvima. Bijeli fosfor je mekana kristalna supstanca. Sastoji se od molekula P4. Topi se na temperaturi od 44,1 ° C. Otopimo se vrlo dobro u ugljen-disulfidu CS2. Izuzetno otrovno i lako se zapali.

Kada se bijeli fosfor zagrije, nastaje crveni fosfor. To je mješavina nekoliko modifikacija koje imaju različite molekularne duljine. Boja crvenog fosfora, ovisno o načinu i uvjetima proizvodnje, može varirati od svijetlocrvene do ljubičaste i tamno smeđe. Tačka topljenja mu je 585-600 °.

Crni fosfor je najstabilnija modifikacija. Izgleda poput grafita. Za razliku od bijelog fosfora, crveni i crni fosfor se ne rastvaraju u ugljičnom disulfidu, nisu toksični ili zapaljivi.

Fosfor je kemijski reaktivniji od azota. Hemijska aktivnost fosfora ovisi o alotropnoj modifikaciji u kojoj se nalazi. Dakle, najaktivniji je bijeli fosfor, a najmanje aktivan je crni fosfor.

U jednadžbama hemijskih reakcija bijeli fosfor obično se zapisuje formulom P4, koja odgovara sastavu njegovih molekula. Crvene i crne modifikacije fosfora obično se zapisuju formulom P. Ovaj isti simbol koristi se ako je modifikacija nepoznata ili može biti bilo koja.

1. Interakcija sa jednostavnim supstancama - nemetalima. Fosfor može reagirati s mnogim nemetalima: kiseonikom, sumporom, halogenima, fosfor ne reagira s vodikom. Ovisno o tome postoji li višak ili nedostatak fosfora, formiraju se fosforna jedinjenja (III) i (V), na primjer:

2P + 3Br2 \u003d 2PBr3 ili 2P + 5Br2 \u003d 2PBr5

2. Interakcija s metalima. Kada se fosfor zagreva metalima, nastaju fosfidi:

3Mg + 2P \u003d Mg3P2

Neki se fosfidi metala mogu razgraditi vodom da bi stvorili plin fosfin PH3:

Mg3P2 + 6H2O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2PH3

Fosfin PH3 je kemijski sličan amonijaku NH3.

3. Interakcija s lužinama. Kada se bijeli fosfor zagrije u otopini lužine, on nesrazmjerava:

P4 + 3NaOH + 3H2O \u003d PH3 + 3NaH2PO2

Prijem... Fosfor se industrijski dobija iz kalcijum fosfata Ca3 (PO4) 2, koji je izolovan iz fosforita i fluorapatita. Metoda pripreme zasniva se na reakciji redukcije Ca3 (PO4) 2 na fosfor.

Koks (ugljen) se koristi kao redukciono sredstvo za jedinjenja fosfora. Da bi se vezali kalcijumovi spojevi, u reakcijski sistem dodaje se kvarcni pijesak SiO2. Postupak se izvodi u električnim pećima (proizvodnja se naziva elektrotermalna). Reakcija se odvija prema jednačini:

2Ca3 (PO4) 2 + 6SiO2 + 10C \u003d 6CaSiO3 + P4 + 10CO

Produkt reakcije je bijeli fosfor. Zbog prisustva nečistoća, tehnički fosfor ima žutu boju, pa se u industriji naziva žutim fosforom.

Fosfatna gnojiva. Fosfor je poput dušika važan element za rast i život biljaka. Biljke izvlače fosfor iz tla, pa se on mora dopunjavati periodičnim dodavanjem fosfornih gnojiva. Fosfatna gnojiva proizvode se od kalcijevog fosfata, koji je dio prirodnih fosforita i fluorapatita.

Najjednostavnije fosforno gnojivo - fosforitno brašno je mljeveni fosforit Ca3 (PO4) 2. Ovo gnojivo je teško otopiti, biljke ga mogu apsorbirati samo na kiselom tlu.

Djelovanjem sumporne kiseline na kalcijev fosfat nastaje jednostavan superfosfat čija je glavna komponenta kalcijev dihidrogen fosfat Ca (H2PO4) 2. Topiva je tvar i biljke je dobro apsorbiraju. Metoda dobivanja jednostavnog superfosfata temelji se na reakciji

Ca3 (PO4) 2 + 2H2SO4 \u003d Ca (H2PO4) 2 + 2CaSO4

Pored glavne komponente, superfosfat sadrži i do 50% kalcijum sulfata, koji je balast. Da bi se povećao sadržaj fosfora u gnojivu, fosforit se tretira fosfornom kiselinom:

Ca3 (PO4) 2 + 4H3PO4 \u003d 3Ca (H2PO4) 2

Dobiveno gnojivo naziva se dvostruki superfosfat. Drugo fosforno gnojivo s visokim sadržajem fosfora je talog CaHPO4 2H2O.

Visoko koncentrirana fosforna gnojiva pripremaju se na bazi superfosforne kiseline - mješavine polifosfornih kiselina H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13 itd. Ove kiseline nastaju kada se fosforna kiselina H3PO4 zagrije u vakuumu.

Kada polifosforne kiseline stupe u interakciju s amonijakom, nastaju amonijevi polifosfati koji se koriste kao složena azotno-fosforna gnojiva.

Zajedno s azotom, fosfor je dio nekih drugih složenih gnojiva, na primjer, amofosa NH4H2PO4 i diamofosa (NH4) 2HPO4.