Vortrag zum Thema „Phosphor: Struktur und Eigenschaften“. Phosphor

Phosphor (P) ist ein typisches Nichtmetall mit einer relativen Atommasse von 31. Die Struktur des Phosphoratoms bestimmt seine Aktivität. Phosphor reagiert leicht mit anderen Stoffen und Elementen.

Struktur

Die Struktur des Atoms des Elements Phosphor spiegelt sich im Periodensystem von Mendelejew wider. Phosphor befindet sich auf Platz 15 in der fünften Gruppe, dritte Periode. Folglich besteht das Phosphoratom aus einem positiv geladenen Kern (+15) und drei Elektronenhüllen, die 15 Elektronen enthalten.

Reis. 1. Position im Periodensystem.

Grafisch sieht die Struktur eines Atoms so aus:

  • +15 P) 2) 8) 5 ;
  • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Phosphor ist ein p-Element. Auf dem äußeren Energieniveau befinden sich fünf Elektronen in einem angeregten Zustand, die die Wertigkeit des Elements bestimmen. Im Normalzustand bleibt die äußere Ebene unvollständig. Drei ungepaarte Elektronen geben den Oxidationszustand (+3) und die dritte Wertigkeit an. Phosphor geht leicht von einem Normalzustand in einen angeregten Zustand über.

Reis. 2. Die Struktur von Phosphor.

Der Kern besteht aus 15 Protonen und 16 Neuronen. Um die Anzahl der Neuronen zu berechnen, muss die Ordnungszahl des Elements von der relativen Atommasse abgezogen werden – 31-15=16.

Allotropie

Phosphor weist mehrere allotrope Modifikationen auf, die sich in der Struktur des Kristallgitters unterscheiden:

  • Weiß- eine giftige wachsartige Substanz, die im Dunkeln leuchtet, weil... oxidiert bei niedrigen Temperaturen;
  • Gelb- unraffinierter weißer Phosphor (enthält Verunreinigungen);
  • Rot- eine weniger giftige Substanz als weißer oder gelber Phosphor, entzündet sich nicht und leuchtet nicht;
  • Schwarz- eine graphitähnliche Substanz mit metallischem Glanz, die elektrischen Strom leitet und sich in metallischen Phosphor umwandeln kann.

Reis. 3. Arten von Phosphor.

Weißer Phosphor ist die aktivste Modifikation des Elements, das an der Luft schnell oxidiert, sodass weißer Phosphor unter Wasser gelagert wird.

Eigenschaften

Phosphor bildet:

  • Phosphorsäure (H 3 PO 4);
  • Oxide P 2 O 5 und P 2 O 3;
  • Phosphin ist eine flüchtige giftige Verbindung mit Wasserstoff (PH 3).

Phosphor reagiert mit einfachen Substanzen – Metallen und Nichtmetallen – und weist Redoxeigenschaften auf. Die Hauptreaktionen mit Phosphor sind in der Tabelle beschrieben.

Phosphor bildet etwa 200 Mineralien, darunter Apatit. Phosphor ist Teil lebenswichtiger Verbindungen – Phospholipide, aus denen alle Zellmembranen bestehen.

Was haben wir gelernt?

Wir haben uns das Diagramm der Struktur des Phosphoratoms angesehen. Die Formel des Atoms lautet 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3. Das Element kann mit der Wertigkeit V in einen angeregten Zustand übergehen. Es sind mehrere Modifikationen von Phosphor bekannt – weiß, gelb, rot, schwarz. Der aktivste – weißer Phosphor – ist in Gegenwart von Sauerstoff zur Selbstentzündung fähig. Das Element reagiert mit vielen Metallen und Nichtmetallen sowie Säuren, Basen und Wasser.

Test zum Thema

Auswertung des Berichts

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„Chemie. 8. Klasse.“ O.S. Gabrielyan

Frage 1 (1).

a) - Diagramm der Struktur des Aluminiumatoms; b) - Diagramm der Struktur des Phosphoratoms; c) - Diagramm der Struktur des Sauerstoffatoms.

Frage 2 (2).
a) Vergleichen Sie die Struktur von Stickstoff- und Phosphoratomen.

Struktur der Elektronenhülle Diese Atome sind ähnlich; beide enthalten auf dem letzten Energieniveau 5 Elektronen. Allerdings hat Stickstoff nur zwei Energieniveaus, während Phosphor drei hat.
b) Vergleichen wir die Struktur von Phosphor- und Schwefelatomen.

Phosphor- und Schwefelatome haben drei Energieniveaus mit jeweils einem unvollständigen letzten Energieniveau, aber Phosphor hat in seinem letzten Energieniveau 5 Elektronen und Schwefel hat 6.

Einer der verwendeten Legierungsstoffe ist Phosphor. Phosphor hat in seiner Außenhülle fünf Elektronen. Wenn sich ein Phosphoratom in einer Kristallstruktur mit Silizium verbindet, passiert, dass ein Elektron in seiner Außenhülle keine Bindung zum Siliziumatom eingehen kann und daher frei ist.

Dieses Element hat nur drei Elektronen in seiner äußeren Hülle. Wenn dieser Zusatz während der Herstellung hinzugefügt wird, entsteht ein freier Raum oder ein Loch, durch das ein „Elektron“ in das Siliziumkristallgitter eindringen kann. Die Löcher gelten als positive Ladungsträger, obwohl sie keine physikalische Ladung enthalten. Die Fähigkeit eines Siliziumatoms, ein weiteres Elektron in seiner Außenhülle aufzunehmen, lässt das Loch scheinbar positiv geladen erscheinen. Die Löcher werden durch einen leitfähigen Siliziumkristall erzeugt.

Frage 3 (3).
Siliziumatom I enthält 14 Protonen und 14 Neutronen im Kern. Die Anzahl der Elektronen um den Kern herum sowie die Anzahl der Protonen sind gleich der Ordnungszahl des Elements. Die Anzahl der Energieniveaus wird durch die Periodenzahl bestimmt und beträgt 3. Die Anzahl der Außenelektronen wird durch die Gruppenzahl bestimmt und beträgt 4.

Frage 4 (4).
Die Anzahl der in einer Periode enthaltenen Elemente ist gleich der maximal möglichen Anzahl von Elektronen auf dem externen Energieniveau, und diese Anzahl wird durch die Formel 2n 2 bestimmt, wobei n die Periodennummer ist. Daher enthält die erste Periode nur 2 Elemente (2 . 1 2 = 2) und die zweite Periode enthält 8 Elemente (2 . 2 2 = 8).

Für den Betrachter, der die springenden Elektronen betrachtet, scheint es, als würden sich die Löcher im Silizium in die entgegengesetzte Richtung zum Elektronenfluss bewegen. Der Ursprung der Ferroelektrizität wird hervorgehoben. Die Erhöhung und Neuordnung der Kovalenz chemischer Bindungen geht mit einer Änderung des Valenzbandes beim Übergang von der paraelektrischen Phase zur ferroelektrischen Phase einher. Schlüsselwörter: Ferroelektrizität, Phasenübergang, chemische Bindung.

Die Struktur der Atome. Struktur der Elektronenhülle eines Atoms

Wenn die mit der Hybridisierungswechselwirkung verbundene Energieabnahme größer ist als die der Ionenverschiebung entgegengesetzte interinterionale Abstoßung, kommt es zu einer ferroelektrischen Verzerrung. Diese „stereochemische Aktivität einzelner Paare“ ist die treibende Kraft hinter der außermittigen Verzerrung in Ferroelektrika. Dieser Effekt wird durch das Gleichgewicht der positiven und negativen Beiträge zur Gesamtenergie bestimmt. Die erste beschreibt Abstoßungskräfte im Nahbereich und ist mit starren Verschiebungen von Ionen aus ihren ursprünglichen Positionen mit hoher Symmetrie verbunden.

Frage 5 (5).
In der Astronomie beträgt die Rotationsperiode der Erde um ihre Achse 24 Stunden.
In der Geographie - Wechsel der Jahreszeiten mit einem Zeitraum von 1 Jahr sowie Ebbe und Flut des Meeres.
In der Physik - Periodische Schwingungen eines Pendels, die Bewegung eines Kolbens in einem Verbrennungsmotor.
In der Biologie – Zellteilung von Mikroorganismen unter optimalen Bedingungen alle 20 Minuten.

Der zweite negative Beitrag beschreibt die Relaxation der elektronischen Konfiguration als Reaktion auf Ionenverschiebungen aufgrund der Bildung kovalenter Bindungen. Dieser Begriff begünstigt die ferroelektrische Verzerrung. Hier ergibt sich das gegenteilige Bild im Vergleich zu Perowskiten, wo ein einzelner Gittermodus die mit dem ferroelektrischen Phasenübergang verbundene dynamische Instabilität bestimmen kann. Rönbestätigt die Zunahme der Kovalenz chemischer Bindungen in der ferroelektrischen Phase.

Ihre ferroelektrischen Eigenschaften werden maßgeblich vom Zustand des elektronischen Subsystems beeinflusst. Ein Vergleich der experimentellen und berechneten entspannten Werte der Gitterkonstanten zeigt einen Größenordnungsunterschied von etwa 3 %. Es ist ersichtlich, dass das Energieniveau von etwa -15 eV für Cluster hauptsächlich durch die Hybridisierung von Phosphororbitalen bestimmt wird.

Frage 6 (6).
Elektronen und die Struktur des Atoms wurden zu Beginn des 20. Jahrhunderts entdeckt, wenig später wurde dieses Gedicht geschrieben, das weitgehend die Kern- oder Planetentheorie der Struktur des Atoms widerspiegelt, und auch V. Bryusov erkennt die Möglichkeit an Dass Elektronen auch komplexe Teilchen sind, deren Struktur den Wissenschaftlern noch unbekannt ist, wurde nicht untersucht.

Zusammenfassung einer Chemiestunde der 9. Klasse zum Thema:

"Phosphor. Atomstruktur, Allotropie, Eigenschaften und Anwendungen von Phosphor“ mit Präsentation

Unterrichtsthema: "Phosphor. Atomstruktur, Allotropie, Eigenschaften und Verwendung von Phosphor.“

Der Zweck der Lektion: Bestimmen Sie die Position von Phosphor im Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew, betrachten Sie die Struktur des Phosphoratoms, physikalische und chemische Eigenschaften, Anwendungsbereiche von Phosphor.

Lernziele:

Lehrreich:

  1. Betrachten Sie die Struktur des Phosphoratoms entsprechend seiner Position im Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendeleev, allotrope Modifikationen von Phosphor.
  2. Studieren Sie die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Phosphor, sein Vorkommen in der Natur und seine Anwendungsgebiete.
  3. Entwickeln Sie weiterhin die Fähigkeit der Schüler, mit dem Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew zu arbeiten.
  4. Verbessern Sie die Fähigkeit, Gleichungen chemischer Reaktionen zu schreiben.

Lehrreich:

  1. Entwickeln Sie das Gedächtnis und die Aufmerksamkeit der Schüler.
  2. Eine positive Motivation für das Studium des Faches Chemie bilden.
  3. Lernen Sie, vorhandenes Wissen auf eine neue Situation anzuwenden.

Lehrreich:

  1. Zeigen Sie die Bedeutung chemischer Kenntnisse für den modernen Menschen.

Ausrüstung:

PSHE, Computer, Multimedia-Projektor, elektronisches Handbuch „Videodemonstrationen“.

Unterrichtsart:

Kombiniert. Eine Lektion im Erlernen neuer Materialien.

Formen der Organisation von Bildungsaktivitäten:

  1. selbstständige Arbeit mit dem Text des Lehrbuchs;
  2. frontal;
  3. Schülernachrichten (einzeln);
  4. in Gruppen arbeiten.

Lehrmethoden. Methoden zur Organisation von Bildungsaktivitäten:

  1. verbal (heuristische Konversation),
  2. visuell (Sammlung, Videofragment) basierend auf kognitiver Aktivität
  3. teilweise suchen;

Pädagogische Techniken:

  1. pädagogisch und organisatorisch (Festlegung des Zwecks und der Ziele des Unterrichts, Schaffung günstiger Aktivitätsbedingungen);
  2. lehrreich und informativ (Gespräch, Problemstellung, Diskussion, Arbeit mit einem Lehrbuch, Beobachtung);
  3. pädagogisch und intellektuell (Wahrnehmung, Verständnis, Auswendiglernen von Informationen, Lösung problematischer Probleme, Motivation zur Aktivität).

Während des Unterrichts.

I. Organisatorischer Moment.

Psychologische Stimmung der Schüler, Prüfung der Unterrichtsbereitschaft.

Der Lehrer begrüßt die Schüler.

II. Wissen aktualisieren (Folie 2.)

Ja! Es war ein Hund, riesig, pechschwarz. Aber keiner von uns Sterblichen hat jemals einen solchen Hund gesehen. Flammen schossen aus ihrem offenen Mund, ihre Augen sprühten Funken und flackerndes Feuer schimmerte über ihre Schnauze und ihren Nacken. In keinem fiebrigen Gehirn konnte eine Vision entstehen, die schrecklicher und abscheulicher war als diese höllische Kreatur, die aus dem Nebel auf uns sprang ... Ein schrecklicher Hund, so groß wie eine junge Löwin. Sein riesiger Mund glühte noch immer in einer bläulichen Flamme, seine tiefliegenden, wilden Augen waren von feurigen Ringen umgeben.

Ich berührte diesen leuchtenden Kopf und als ich meine Hand wegnahm, sah ich, dass auch meine Finger im Dunkeln leuchteten. Phosphor, sagte ich.

Arthur Conan Doyle. "Der Hund Baskervilles"

Das ist die schlimme Geschichte, in die Element Nr. 15 verwickelt war

Das Thema der Lektion lautet also „Phosphor. Atomstruktur, Allotropie, Eigenschaften und Anwendungen von Phosphor“ Ziel und Ziele der Lektion (Folien 3, 4)

III. Neues Material lernen.

1. Die Position von Phosphor im Periodensystem der chemischen Elemente (Folie 5, 6)

Aufgabe: Charakterisieren Sie anhand des Periodensystems der chemischen Elemente die chemischen Elemente Phosphor und Stickstoff und füllen Sie die Tabelle aus.

Option 1 – Position im PSCE und Struktur des Stickstoffatoms.

Option 2 – Position im PSCE und Struktur des Phosphoratoms.

Finden Sie Ähnlichkeiten und Unterschiede in der Struktur der Stickstoff- und Phosphoratome.

Fazit: Beide Elemente gehören zur Hauptuntergruppe V der PSCE-Gruppe, auf dem letzten Energieniveau sind jeweils 5 Elektronen vorhanden, sie haben die gleichen Werte der niedrigsten Oxidationsstufen -3 (wenn sie beispielsweise oxidierende Eigenschaften aufweisen, bei Metallen, Wasserstoff) und +5 bei sauerstoffhaltigen Verbindungen.

2. Valenzzustand des Phosphoratoms (Folie 7) – Erklärung des Lehrers.

3. In der Natur sein (Folie 8) – Arbeiten mit einem Lehrbuch.

Klassenzuordnung:

In welcher Form kommt Phosphor in der Natur vor?

Laborexperiment Nr. 1.

  1. Untersuchen Sie Proben von phosphorhaltigen Mineralien.
  2. Notieren Sie die Namen und Formeln der vorgeschlagenen Mineralien in Ihrem Notizbuch.

4. Physikalische Eigenschaften

Allotrope Modifikationen von Phosphor (Folie 9, 10) – Erklärungen des Lehrers

A) weißer Phosphor (Folie 11,12);

B) roter Phosphor (Folie 13,14);

B) schwarzer Phosphor (Folie 15,16);

Fazit: Drei allotrope Modifikationen – weiß, rot, schwarz.

5. Chemische Eigenschaften von Phosphor (Sweet 17)

1) Wechselwirkung von Phosphor mit einfachen Substanzen:

A) mit Metallen unter Bildung von Phosphiden.

Zum Beispiel die Wechselwirkung von weißem Phosphor mit Kalzium.

Aufgabe: Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf und erstellen Sie eine Elektronengleichgewichtsgleichung.

B) Wechselwirkung von Phosphor mit Nichtmetallen.

Zum Beispiel: Wechselwirkung von Phosphor und Sauerstoff (Videofragment).

Übung:

  1. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf und erstellen Sie eine elektronische Gleichgewichtsgleichung.
  2. Wie verbrennt Phosphor in Luft und Sauerstoff?

B) Wechselwirkung von Phosphor mit komplexen Substanzen (Kaliumchlorat) (Folie 18)

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

6. Anwendung von Phosphor (Folie 19) – Studentenpräsentation.

III. Konsolidierung des untersuchten Materials (Frontalbefragung):

1. Beschreiben Sie die Position von Phosphor im Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew.

2. In welcher Verbindung weist Phosphor die Oxidationsstufe -3 auf? (Folie 20)

A) H3PO4

B) PH3

B) HPO3

3. In welcher Form kommt Phosphor in der Natur vor? Beschreiben Sie die physikalischen Eigenschaften von Phosphor (rot, weiß, schwarz).

4. Mit welcher Substanz reagiert Phosphor unter Bildung von Phosphid:

Ein Wasser

B) Wasserstoff

B) Magnesium

IV. Hausaufgaben (Folie 23): § 22, Bsp. 3

V.Reflexion

  1. Was haben Sie in der Lektion Neues gelernt?
  2. Welcher Teil der Lektion hat Ihnen gefallen?
  3. Welchen Eindruck hatten Sie von der Lektion?

VI. Zusammenfassung und Schlussfolgerungen der Lektion.


DEFINITION

Phosphor befindet sich in der dritten Periode der Gruppe V der Hauptuntergruppe (A) des Periodensystems.

Bezieht sich auf Elemente P-Familien. Nichtmetallisch. Bezeichnung - P. Seriennummer - 15. Relative Atommasse - 30,974 amu.

Elektronische Struktur des Phosphoratoms

Das Phosphoratom besteht aus einem positiv geladenen Kern (+15), in dem sich 15 Protonen und 16 Neutronen befinden und in dem sich 15 Elektronen auf drei Bahnen bewegen.

Abb.1. Schematischer Aufbau des Phosphoratoms.

Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale ist wie folgt:

15 P) 2) 8) 5 ;

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 .

Das äußere Energieniveau des Phosphoratoms enthält 5 Elektronen, bei denen es sich um Valenzelektronen handelt. Das Energiediagramm des Grundzustandes hat folgende Form:

Jedes Valenzelektron eines Phosphoratoms kann durch einen Satz von vier Quantenzahlen charakterisiert werden: N(Hauptquantum), l(orbital), m l(magnetisch) und S(drehen):

Unterebene

Das Vorhandensein von drei ungepaarten Elektronen weist darauf hin, dass die Oxidationsstufe von Phosphor +3 beträgt. Da es auf der dritten Ebene freie Orbitale gibt 3 D-Sublevel, dann ist das Phosphoratom durch das Vorhandensein eines angeregten Zustands gekennzeichnet:

Deshalb hat Phosphor auch die Oxidationsstufe +5.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

Übung Das Element besteht aus zwei Isotopen im Verhältnis 2:3. Der Kern des ersten Isotops enthält 10 Protonen und 10 Neutronen. Bestimmen Sie die Atommasse des zweiten Isotops, wenn die durchschnittliche relative Masse des Elements 21,2 beträgt. Geben Sie in Ihrer Antwort an, wie viele weitere Neutronen sich im Kern eines Atoms des zweiten Isotops befinden.
Lösung Die relative Atommasse des ersten Isotops beträgt:

A 1 = Z +n = 10 + 10 = 20 amu

Die relative Atommasse des zweiten Isotops wird mit A 2 bezeichnet.

Die durchschnittliche relative Atommasse eines Elements wird durch die Summe der Massen seiner Isotope unter Berücksichtigung ihrer Menge bestimmt. Machen wir eine Gleichung:

A durchschn. ×5 = A 1 ×2 + A 2 ×3;

21,5 × 5 = 20 × 2 + A 2 × 3;

A 2 = 22 amu

Im Kern eines Atoms des zweiten Isotops befinden sich 10 Protonen, daher ist die Anzahl der Neutronen gleich n= A- Z =.22 - 10= 12. Gemäß den Bedingungen des Problems gab es 10 Neutronen im Kern eines Atoms des ersten Isotops. Das bedeutet, dass der Kern eines Atoms des zweiten Isotops zwei Neutronen mehr enthält als der Kern des ersten Isotops.
Antwort Die relative Atommasse des zweiten Isotops beträgt 22 amu.

Die Pariser Bibliothek enthält ein Manuskript über Alchemie, das beschreibt Entdeckung von Phosphor. Dem Dokument zufolge war Alkhid Bakhil der erste, der das Element in seiner reinen Form isolierte.

Er lebte im 12. Jahrhundert. Phosphor Der Mann erhielt es durch Destillation von Urin mit Kalk und. Der Alchemist nannte die leuchtende Substanz Escarbucle. Der moderne Name für das Element wurde von Henning Brand gegeben.

Er kombinierte die griechischen Wörter „leicht“ und „tragen“. Der Deutsche Single weißer Phosphor im Jahr 1669 dokumentierte er seine Verdienste, indem er vor der wissenschaftlichen Gemeinschaft sprach.

Henning Brand verwendete wie Alchid Bakhil verdampften Urin, erhitzte ihn jedoch mit weißem Sand. Im 17. und sogar im 12. Jahrhundert schien das Leuchten der resultierenden Substanz ein Wunder zu sein. Unter Zeitgenossen für körperliche Eigenschaften von Phosphor ein anderes Aussehen.

Physikalische und chemische Eigenschaften von Phosphor

Element Phosphor glüht aufgrund von Oxidationsprozessen. Die Wechselwirkung mit Sauerstoff erfolgt schnell und eine Selbstentzündung ist möglich.

Die schnelle und reichliche Freisetzung chemischer Energie führt zu ihrer Umwandlung in Lichtenergie. Der Prozess läuft bereits bei Raumtemperatur ab.

Das ist das Geheimnis des Leuchtens Phosphor. Sauerstoff reagiert am leichtesten mit einer weißen Modifikation des Elements. Es kann mit Wachs und Kerzenparaffin verwechselt werden. Der Stoff schmilzt bereits bei 44 Grad Celsius.

Eigenschaften von Phosphor Die weiße Farbe unterscheidet sich von den Eigenschaften anderer Modifikationen des Elements. Sie sind zum Beispiel nicht giftig.

Farbloser Phosphor ist giftig und wasserunlöslich. Es blockiert in der Regel die Oxidation des Pulvers. Ohne mit Wasser zu reagieren, weißer Phosphor löst sich leicht in organischer Substanz, zum Beispiel Schwefelkohlenstoff.

In der ersten Modifikation Stoff Phosphor am wenigsten dicht. Pro Kubikmeter sind es nur 1.800 Gramm. Gleichzeitig beträgt die tödliche Dosis für den Menschen nur 0,1 Gramm.

Noch giftiger gelber Phosphor. Tatsächlich ist es eine Art Weiß, aber nicht raffiniert. Die Dichte des Stoffes ist gleich, ebenso die Brennbarkeit.

Der Schmelzpunkt liegt etwas niedriger – 34 Grad. Das Element siedet bei 280 Grad Celsius. Aufgrund von Verunreinigungen entsteht bei der Verbrennung dichter Rauch. Gelber Phosphor reagiert wie weißer Phosphor nicht mit Wasser.

Es gibt auch roter Phosphor. Es wurde erstmals 1847 erhalten. Der österreichische Chemiker Schrötter erhitzte die weiße Modifikation des Elements in einer Kohlenmonoxidatmosphäre auf 500 Grad.

Die Reaktion wurde in einem verschlossenen Kolben durchgeführt. Der resultierende Phosphortyp erwies sich als thermodynamisch stabil. Der Stoff löst sich nur in einigen geschmolzenen Metallen.

entzünden Phosphoratom Dies ist nur möglich, wenn sich die Atmosphäre auf 250 Grad Celsius erwärmt. Die Alternative ist aktive Reibung oder ein starker Schlag.

Die Farbe von rotem Phosphor ist nicht nur scharlachrot, sondern auch violett. Es gibt kein Leuchten. Es gibt fast keine Toxizität. Die toxische Wirkung der roten Modifikation des Elements ist minimal. Daher wird Scharlachphosphor in der Industrie häufig verwendet.

Die vorletzte Modifikation des Elements ist schwarz. Es wurde 1914 erworben und ist das stabilste. Die Substanz hat einen metallischen Glanz. Die Oberfläche von schwarzem Phosphor ist glänzend, ähnlich.

Die Modifikation ist keinem Lösungsmittel zugänglich; sie entzündet sich nur in einer auf 400 Grad erhitzten Atmosphäre. Masse an Phosphor Schwarz ist am größten, ebenso wie die Dichte. Die Substanz wird bei einem Druck von 13.000 Atmosphären aus Weiß „geboren“.

Wird der Druck auf extrem hohe Werte gebracht, entsteht die endgültige, metallische Modifikation des Elements. Seine Dichte erreicht fast 4 Gramm pro Kubikzentimeter. Phosphorformeländert sich nicht, aber das Kristallgitter wird umgewandelt. Es wird kubisch. Der Stoff beginnt, elektrischen Strom zu leiten.

Anwendung von Phosphor

Phosphoroxid dient als raucherzeugendes Mittel. Beim Entzünden erzeugt die gelbe Modifikation des Elements einen dicken Schleier, der in der Verteidigungsindustrie nützlich ist.

Insbesondere Leuchtspurgeschossen wird Phosphor zugesetzt. Sie hinterlassen eine Rauchspur und ermöglichen es Ihnen, die Richtung und Genauigkeit der Sendungen anzupassen. Der „Weg“ bleibt einen Kilometer lang erhalten.

In der Militärindustrie fand Phosphor seinen Platz und wurde auch als Zünder eingesetzt. Diese Rolle spielt das Element auch für friedliche Zwecke. Daher wird die rote Modifikation bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet. Sie werden durch Dampf geschmiert. Phosphor-Schwefel, also Sulfid des 15. Elements.

Phosphorchlorid wird bei der Herstellung von Weichmachern benötigt. Als Zusatzstoffe werden Additive bezeichnet, die die Plastizität von Kunststoffen und anderen Polymeren erhöhen. Landwirte kaufen auch Chlorid. Sie mischen die Substanz mit Insektiziden.

Sie werden zur Vernichtung von Schädlingen auf Feldern, insbesondere Insekten, eingesetzt. Auch Pflanzungen werden mit Pestiziden besprüht. Darin ist bereits ein Duett enthalten Kalzium-Phosphor oder Phosphide.

Werden Insekten mithilfe von Phosphormischungen abgetötet, entstehen Pflanzen. Ja, Paare Stickstoff-Phosphor Und Kaliumphosphor– Stammkunden von Düngemitteln. Das 15. Element nährt Pflanzungen, beschleunigt ihre Entwicklung und steigert die Produktivität. Phosphor ist auch für den Menschen notwendig.

Etwa 800 Gramm davon stecken in Knochen, Nukleinketten und Proteinen. Nicht umsonst wurde das Element zunächst durch Destillation von Urin gewonnen. Die körpereigenen Reserven müssen täglich in einer Menge von 1,2-1,5 Gramm aufgefüllt werden. Dazu gibt es Meeresfrüchte, Hülsenfrüchte, Käse und Brot.

Phosphorsäuren Sie werden Produkten auch künstlich zugesetzt. Wofür? Verdünnte Phosphorsäure dient als Geschmacksverstärker für Sirupe, Marmeladen und kohlensäurehaltige Getränke. Wenn im Produkt E338 angegeben ist, handelt es sich um eine Verbindung des 15. Elements des Periodensystems.

Anwendung von Phosphor Die Natur hat nichts mit ihrem Glanz zu tun. Der Mensch konzentrierte sich genau auf diese Eigenschaft. Somit fließt der Löwenanteil der Elementreserven in die Herstellung von Farben. Zusammensetzungen für Autos schützen sie auch vor Korrosion. Auch für glänzende Oberflächen wurden Lacke erfunden. Es gibt Optionen für Holz, Beton, Kunststoff.

Viele synthetische Waschmittel kommen ohne das 15. Element nicht aus. Sie beinhalten Magnesium. Phosphor bindet seine Ionen.

Andernfalls wird die Wirksamkeit der Zusammensetzungen verringert. Ohne das 15. Element nimmt auch die Qualität einiger Stähle ab. Ihre Basis ist Eisen. Phosphor- nur .

Der Zusatz erhöht die Festigkeit der Legierung. In niedriglegierten Stählen wird Phosphor benötigt, um die Verarbeitung zu erleichtern und die Korrosionsbeständigkeit zu erhöhen.

Phosphorabbau

Im Periodensystem steht Phosphor an 15. Stelle, in Bezug auf die Häufigkeit auf der Erde jedoch an 11. Stelle. Der Stoff ist auch außerhalb des Planeten keine Seltenheit. Somit enthalten Meteoriten 0,02 bis 0,94 % Phosphor. Es wurde auch in Bodenproben vom Mond gefunden.

Irdische Vertreter des Elements sind das 200. Mineral, das die Natur auf seiner Basis geschaffen hat. Phosphor kommt nicht in reiner Form vor. Auch in der Lithosphäre wird es durch Orthophosphat repräsentiert, also im höchsten Maße oxidiert.

Um das reine Element zu isolieren, arbeiten Industrielle mit Calciumphosphat. Es wird aus Phosphoriten und Vtorappatiten gewonnen. Dies sind die beiden Mineralien mit dem höchsten Anteil an dem 15. Element. Nach der Reduktionsreaktion verbleiben 100 Prozent Phosphor.

Das Reduktionsmittel ist Koks, also Kohlenstoff. Calcium ist in diesem Fall mit Sand gebunden. Das alles machen Experten in Elektroöfen. Das heißt, der Prozess der Phosphorfreisetzung erfolgt elektrothermisch.

So erhält man weißen oder gelben Phosphor. Es hängt alles vom Grad der Reinigung ab. Was getan werden muss, um ein Produkt in rote, schwarze oder metallische Modifikationen umzuwandeln, wird im Kapitel „Chemische und physikalische Eigenschaften des Elements“ beschrieben.

Phosphorpreis

Es gibt Unternehmen und Geschäfte, die auf die Lieferung chemischer Rohstoffe spezialisiert sind. Phosphor wird üblicherweise in Packungen zu 500 Gramm und Kilogramm angeboten. Für die rote Variante mit einem Gewicht von 1.000 Gramm verlangen sie etwa 2.000 Rubel.

Weißer Phosphor wird seltener angeboten und ist etwa 30-40 % günstiger. Schwarz- und Metallmodifikationen sind teuer und werden in der Regel auf Bestellung über große Produktionsunternehmen verkauft.



 

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