Дайте характеристику элементов фосфора и калия химия 9


Вопрос 1 § 1 Химия 9 класс Габриелян Дайте характеристику элементов

А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор— элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Аr(Р) = 31.
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов,
16 нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
можно отразить с помощью следующей схемы:
 
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принима-
ют недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами— металлами, водородом и т.п.) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам — кислороду, галогенам и т.п., приобретая при этом степени окисления +3 и +5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2.    Фосфор — простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами.
3.     Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе).
4.    Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у
кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде).
5.    Высший оксид фосфора имеет формулу Р2O5. Это кислотный оксид.
Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
Р2O5 + 3Н2O => 2Н3РO4.
При взаимодействии его с основными оксидами и основаниями он
дает соли.
Р2O5 + 3MgO = Mg3(PO4)2; Р2O5 + 6КОН = 2К3РO4+ 3Н2O.
6.    Высший гидроксид фосфора— фосфорная кислота Н3РO4, рас-
твор которой проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействие с основаниями и основными оксидами:
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3Н2O. 2Н3РO4 + 3СаО = Са,(РO4)2↓ + 3Н2O.
7. Фосфор образует летучее соединение Н3Р — фосфин.
 
Б) Характеристика калия.
1.     Калий имеет порядковый номер 19, Z = 19 и относительную атомную массу Аr(К) = 39. Соответственно заряд ядра его атома +19 (равен числу протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно 20. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме калия, тоже равно 19. Элемент калий находится в четвертом периоде периодической системы, значит, все электроны располагаются на четырех энергетических уровнях. Таким образом, строение атома калия записывается так:
 
Исходя из строения атома, можно предсказать степень окисления
калия в его соединениях. Так как в химических реакциях атом калия отдает один внешний электрон, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он приобретает степень окисления +1.
Восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, что связано с ростом радиусов от Na к Rb.
2.     Калий— простое вещество, для него характерна металлическая
кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда — и все типичные для металлов свойства.
3.     Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, т.к. атом калия легче отдает электрон, чем атом натрия, но труднее, чем атом рубидия.
4.     Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у кальция, т.к. один электрон атома калия легче оторвать, чем два электрона
атома кальция.
5.     Оксид калия К2O является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
К2O + 2НСl = 2КСl +Н2O;                К2O + SO3 = K2SO4.
6.     В качестве гидроксида калию соответствует основание (щелочь) КОН, которое проявляет все характерные свойства оснований: взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
KOH+HNO3 = KNO3+H2O;          2KOH+N2O5 = 2KNO3+H2O.
7.     Летучего водородного соединения калий не образует, а образует гидрид калия КН.
 
 
            

18.9: Химия фосфора

Навыки для развития

  • Сравните свойства элементов группы 15.
  • Объясните основные области применения фосфатов.
  • Опишите равновесия ионизации фосфорной кислоты.

Фосфор (P) - неотъемлемая часть нашей жизни. Без фосфатов в биологических молекулах, таких как АТФ, АДФ и ДНК, мы не были бы живы. Соединения фосфора также можно найти в минералах наших костей и зубов.Это необходимая часть нашего рациона. Фактически, мы потребляем его практически во всех пищевых продуктах. Фосфор довольно реактивный. Такое качество элемента делает его идеальным ингредиентом для спичек, поскольку он легко воспламеняется. Фосфор является жизненно важным элементом для растений, поэтому мы добавляем фосфаты в наши удобрения, чтобы помочь им ускорить их рост.

Введение

Фосфор играет большую роль в нашем существовании, но он также может быть опасен. Когда удобрения, содержащие фосфор, попадают в воду, это вызывает быстрый рост водорослей.Это может привести к эвтрофикации озер и рек; То есть в экосистеме увеличивается количество химических питательных веществ, что может привести к негативным экологическим последствиям. Из-за избытка фосфора растения быстро растут, а затем погибают, вызывая недостаток кислорода в воде и общее ухудшение качества воды. Таким образом, необходимо удалить лишний фосфор из сточных вод. Процесс удаления фосфора осуществляется химически путем реакции фосфора с такими соединениями, как хлорид железа, сульфат железа и сульфат алюминия или хлоргидрат алюминия.Фосфор в сочетании с алюминием или железом становится нерастворимой солью. Константы равновесия растворимости \ (FePO_4 \) и \ (AlPO_4 \) составляют 1,3x10 -22 и 5,8x10 -19 соответственно. При такой низкой растворимости образовавшиеся осадки могут быть отфильтрованы.

Рис. 1. Фосфаты могут привести к чрезмерному росту водорослей, что может быть нежелательно.

Другой пример опасности фосфора - производство спичек. Легковоспламеняющаяся природа и дешевое производство белого фосфора позволили легко делать спички на рубеже 20-го века.Однако белый фосфор очень токсичен. У многих рабочих спичечных фабрик развилось повреждение мозга и болезнь, называемая «фосфорный некроз челюсти», в результате воздействия токсичных паров фосфора. Избыточное накопление фосфора привело к отмиранию и гниению их костной ткани. По этой причине мы теперь используем красный фосфор или сесквисульфид фосфора в «безопасных» матчах.

Открытие фосфора

Названный от греческого слова фосфор («несущий свет»), элементарный фосфор не встречается в элементарной форме, потому что эта форма весьма реактивна.Из-за этого фактора «обнаружение» заняло много времени. Первое зарегистрированное выделение фосфора было сделано алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году с участием около 60 ведер мочи. Дав большому количеству мочи разлагаться в течение длительного времени, Бранд перегонял жидкость до состояния пасты, нагрел пасту, выбросил образовавшуюся соль и поместил оставшееся вещество в холодную воду для образования твердого белого фосфора. Процесс бренда был не очень эффективным; соль, которую он выбросил, на самом деле содержала большую часть фосфора.Тем не менее, за свои усилия он получил чистый элементарный фосфор. В других случаях эффективность процесса повышалась, добавляя песок, но все же продолжали отказываться от соли. Позже фосфор стали производить из костной золы. В настоящее время в процессе производства фосфора не используется большое количество разложившейся мочи или костной золы. Вместо этого производители используют фосфат кальция и кокс (Emsley).

Аллотропы фосфора

Фосфор - неметалл, твердый при комнатной температуре и плохо проводящий тепло и электричество.Фосфор встречается как минимум в 10 аллотропных формах, наиболее распространенной (и реактивной) из которых является так называемый белый (или желтый) фосфор, который выглядит как воскообразное твердое вещество или пластик. Он очень реактивный и самопроизвольно воспламеняется на воздухе, поэтому хранится под водой. Другой распространенной формой фосфора является красный фосфор, который имеет гораздо меньшую химическую активность и является одним из компонентов ударной поверхности спичечной книжки. Красный фосфор можно превратить в белый фосфор при осторожном нагревании.

Белый фосфор состоит из молекул \ (\ ce {P4} \), тогда как кристаллическая структура красного фосфора имеет сложную сеть связей.Белый фосфор должен храниться в воде, чтобы предотвратить естественное возгорание, но красный фосфор устойчив на воздухе.

Рисунок 2: Четыре распространенных аллотропа фосфора. Изображение использовано с разрешения Википедии.

При горении красный фосфор также образует те же оксиды, что и при сжигании белого фосфора, \ (\ ce {P4O6} \), когда подача воздуха ограничена, и \ (\ ce {P4O10} \), когда достаточно воздуха. настоящее время.

Дифосфор (P 2 )

Дифосфор (\ (P_2 \)) - это газообразная форма фосфора, термодинамически стабильная при температурах выше 1200 ° C и до 2000 ° C.Он может быть получен путем нагревания белого фосфора (см. Ниже) до 1100 К и очень реактивен с энергией диссоциации связи (117 ккал / моль или 490 кДж / моль), вдвое меньшей, чем у диазота (\ (N_2 \)).

Рисунок 2: Молекула дифосфора. Изображение используется с разрешения (CC-SA-BY 3.0; Википедия)

Белый фосфор (P 4 )

Белый фосфор (P 4 ) имеет тетраэдрическую структуру. Он мягкий и воскообразный, но не растворяется в воде. Его свечение возникает в результате медленного окисления его паров воздухом.Он настолько термодинамически нестабилен, что горит на воздухе. Когда-то его использовали в фейерверках, а американские военные до сих пор используют его в зажигательных бомбах.

Рисунок 3: Структура белого фосфора. Изображение используется с разрешения (CC-SA-BY 3.0; Wikipedia)

Эта ссылка на видео Youtube показывает различные эксперименты с белым фосфором, которые помогают показать его физические и химические свойства. Он также показывает белый фосфор, горящий с воздухом.

Красный фосфор и фиолетовый фосфор (полимерный)

Красный фосфор имеет больше атомов, связанных вместе в сеть, чем белый фосфор, что делает его гораздо более стабильным.Он не так легко воспламеняется, но при достаточной энергии все равно вступает в реакцию с воздухом. По этой причине мы теперь используем в спичках красный фосфор.

Рисунок 4: красный фосфор находится в спичках безопасности. Изображение используется с разрешения (CC-SA-BY 3.0; Википедия)

Фиолетовый фосфор получают при нагревании и кристаллизации красного фосфора определенным образом. Фосфор образует пятиугольные «трубочки».

Рисунок 5. Структура фиолетового фосфора. Изображение используется с разрешения (CC-SA-BY 3.0; Википедия)

Черный фосфор (полимер)

Черный фосфор - наиболее стабильная форма; атомы соединены вместе в складчатые листы, как графит.Из-за такого структурного сходства черный фосфор также является хлопьевидным, как графит, и обладает другими подобными свойствами.

Рис. 6. Шаровидная модель листа атомов фосфора в черном фосфоре. Изображение используется с разрешения (CC-SA-BY 3.0; Википедия)

Изотопы фосфора

Существует множество изотопов фосфора, только один из которых является стабильным ( 31 P). Остальные изотопы радиоактивны с очень коротким периодом полураспада, который варьируется от нескольких наносекунд до нескольких секунд.Два радиоактивных изотопа фосфора имеют более длительный период полураспада. 32 P имеет период полураспада 14 дней, а 33 P имеет период полураспада 25 дней. Эти периоды полураспада достаточно велики, чтобы их можно было использовать для анализа, и по этой причине изотопы можно использовать для маркировки ДНК.

32 P сыграл важную роль в эксперименте Херши-Чейза 1952 года. В этом эксперименте Альфред Херши и Марта Чейз использовали радиоактивные изотопы фосфора и серы, чтобы определить, что ДНК является генетическим материалом, а не белками.Серу можно найти в белках, но не в ДНК, а фосфор можно найти в ДНК, но не в белках. Это сделало Phosphorus и Sulphur эффективными маркерами ДНК и белка соответственно. Эксперимент был организован следующим образом: Херши и Чейз вырастили один образец вируса в присутствии радиоактивного 35 S и другой образец вируса в присутствии 32 P. Затем они позволили обоим образцам заразить бактерии. , Они отдельно смешали образцы 35 S и 32 P и центрифугировали два образца.Центрифугирование отделяло генетический материал от негенетического материала. Генетический материал проник в твердое вещество, содержащее бактериальные клетки на дне пробирки, в то время как негенетический материал оставался в жидкости. Анализируя свои радиоактивные маркеры, Херши и Чейз обнаружили, что 32 P остались с бактериями, а 35 S остались в супернатанте. Эти результаты были подтверждены дальнейшими испытаниями с участием радиоактивного фосфора.

Фосфор и жизнь

Большинство элементов мы получаем от природы в виде минералов.В природе фосфор существует в форме фосфатов. Фосфатные породы включают фторапатит (\ (\ ce {3Ca3 (PO4) 2.CaF2} \)), хлорааптит, (\ (\ ce {3Ca3 (PO4) 2. CaCl2} \)) и гидроксиапатит (\ (\ ce {3Ca3 (PO4) 2. Ca (OH) 2} \)). Эти минералы очень похожи на кости и зубы. Расположение атомов и ионов в костях и зубах аналогично расположению фосфатных пород. Фактически, когда ионы \ (\ ce {OH -} \) зубов заменяются на \ (\ ce {F -} \), зубы сопротивляются разрушению. Это открытие привело к возникновению ряда социальных и экономических проблем.- \)) в гидроксиапатите с образованием фторапатита в зубной эмали. (справа) Изображена часть кристаллической решетки апатита, показывающая замену гидроксида на фторид (большие синие кружки). Изображение используется с разрешения (Public Domain; Delmar Larsen).

Азот, фосфор и калий являются ключевыми ингредиентами для растений, а их содержание играет ключевую роль во всех формах удобрений. С промышленной и экономической точки зрения фосфорсодержащие соединения являются важными товарами. Таким образом, химия фосфора имеет научные, коммерческие и промышленные интересы.

Химия фосфора

Как член семейства азота, группа 15 Периодической таблицы, Phosphorus имеет 5 электронов валентной оболочки, доступных для связывания. Конфигурация его валентной оболочки: 3s 2 3p 3 . Фосфор образует в основном ковалентные связи. Любая фосфорная порода может быть использована для производства элементарного фосфора. Измельченные фосфатные породы и песок (\ (\ ce {SiO2} \)) реагируют при 1700 K с образованием оксида фосфора, \ (\ ce {P4O10} \):

\ [\ ce {2 Ca3 (PO4) 2 + 6 SiO2 \ rightarrow P4O10 + 6 CaSiO3} \ label {1} ​​\]

\ (\ ce {P4O10} \) может быть восстановлено углеродом:

\ [\ ce {P4O10 + 10 C \ rightarrow P4 + 10 CO}.\ label {2} \]

Воскообразные твердые частицы белого фосфора представляют собой молекулярные кристаллы, состоящие из молекул \ (\ ce {P4} \). У них есть интересное свойство - они самовозгораются на воздухе:

\ [\ ce {P4 + 5 O2 \ rightarrow P4O10} \ label {3} \]

Структуру \ (\ ce {P4} \) можно понять, подумав об электронной конфигурации ( s 2 p 3 ) \ (\ ce {P} \) в образовании связи. Разделение трех электронов с другими атомами \ (\ ce {P} \) приводит к образованию связей 6 \ (\ ce {P-P} \), в результате чего неподеленная пара занимает 4-ю позицию в искаженном тетраэдре.

При сжигании с недостаточным количеством кислорода образуется \ (\ ce {P4O6} \):

\ [\ ce {P4 + 3 O2 \ rightarrow P4O6} \ label {4} \]

В каждую из связей \ (\ ce {P-P} \) вставлен атом \ (\ ce {O} \).

Сжигание фосфора с избытком кислорода приводит к образованию \ (\ ce {P4O10} \). Дополнительный атом \ (\ ce {O} \) присоединен непосредственно к \ (\ ce {P} \):

\ [\ ce {P4 + 5 O2 \ rightarrow P4O10} \ label {5} \]

Таким образом, оксиды \ (\ ce {P4O6} \) и \ (\ ce {P4O10} \) имеют общие интересные особенности.3-} \ label {7c} \]

фосфорная кислота

Фосфорная кислота - это полипротонная кислота, которая делает ее идеальным буфером. Становится все труднее и труднее отделить водород от фосфата, что приводит к увеличению основности pK на : 2,12, 7,21 и 12,67. Конъюгированные основания H 2 PO 4 - , HPO 4 2 - и PO 4 3 - могут быть смешаны с образованием буферных растворов.{3 -} \)

Использование фосфора в прошлом и настоящем

В промышленных масштабах соединения фосфора используются в производстве фосфорной кислоты (\ (H_3PO_4 \)) (содержится в безалкогольных напитках и используется в составе удобрений). Другие соединения находят применение в фейерверках и, конечно же, в фосфоресцирующих соединениях, которые светятся в темноте. В настоящее время соединения фосфора используются в пищевых продуктах, зубной пасте, пищевой соде, спичках, пестицидах, нервно-паралитических газах и удобрениях.Фосфорная кислота используется не только в буферных растворах, она также является ключевым ингредиентом кока-колы и других газированных напитков! Когда-то соединения фосфора использовались в моющих средствах в качестве смягчителя воды, пока не возникли опасения по поводу загрязнения и эвтрофикации. Когда-то чистый фосфор прописывали как лекарство и афродизиак, пока врачи не поняли, что он ядовит (Эмсли).

Ссылки

,

WebElements Периодическая таблица элементов »Фосфор» реакции элементов

  • С N О
    Si S
    Ge как SE
  • Актиний ☢
  • Алюминий
  • Алюминий
  • Америций ☢
  • Сурьма
  • Аргон
  • Мышьяк
  • Астатин ☢
  • Барий
  • Берклиум ☢
  • Бериллий
  • висмут
  • Бориум ☢
  • Бор
  • Бром
  • Кадмий
  • Цезий
  • Кальций
  • Калифорний ☢
  • Углерод
  • Церий
  • Цезий
  • Хлор
  • Хром
  • Кобальт
  • Copernicium ☢
  • Медь
  • Кюрий ☢
  • Дармштадтиум ☢
  • Дубний ☢
  • Диспрозий
  • Эйнштейний ☢
  • Эрбий
  • Европий
  • Фермий ☢
  • Флеровий ☢
  • Фтор
  • Франций
  • Гадолиний
  • Галлий
  • Германий
  • Золото
  • Гафний
  • Калий ☢
  • Гелий
  • Гольмий
  • Водород
  • Индий
  • Йод
  • Иридий
  • Утюг
  • Криптон
  • Лантан
  • Лоуренсий ☢
  • Свинец
  • Литий
  • Ливерморий ☢
  • Лютеций
  • Магний
  • Марганец
  • Мейтнерий ☢
  • Менделевий ☢
  • Меркурий
  • Молибден
  • Московиум ☢
  • Неодим
  • Неон
  • Нептуний
  • Никель
  • Нихоний ☢
  • Ниобий
  • Азот
  • Нобелий
  • Оганессон ☢
  • Осмий
  • Кислород
  • Палладий
  • фосфор
  • Платина
  • Плутоний ☢
  • Полоний
  • Калий
  • Празеодим
  • Прометий ☢
  • Протактиний ☢
  • Радий ☢
  • Радон ☢
  • Рений
  • Родий
  • Рентген ☢
  • Рубидий
  • Рутений
  • Резерфорд ☢
  • Самарий
  • Скандий
  • Сиборгий ☢
  • Селен
  • Кремний
  • Серебро
  • Натрий
  • Стронций
  • Сера
  • Сера
  • Тантал
  • Технеций
  • Теллур
  • Теннессин
  • Тербий
  • Таллий
  • Торий ☢
  • Тулий
  • Олово
  • Титан
  • Вольфрам
  • Уран ☢
  • Ванадий
  • Ксенон
  • Иттербий
  • Иттрий
  • Цинк
  • Цирконий
Phosphorus - 15 P Ваш пользовательский агент не поддерживает элемент HTML5 Audio.🔊 ,

Phosphorus - Информация об элементе, свойства и использование

Расшифровка:

Химия в ее элементе: фосфор

(Promo)

Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам журналом Chemistry World , журналом Королевского химического общества.

(Конец промо)

Крис Смит

Здравствуйте! На этой неделе удобрения, зажигательные бомбы, фосфорная челюсть и пищевые добавки.Какая связь? Вот Нина Нотман.

Нина Нотман

Фосфор - неметалл, который находится чуть ниже азота в 15-й группе периодической таблицы. Этот элемент существует в нескольких формах, из которых наиболее известны белый и красный.

Белый фосфор определенно более интересен из двух. Поскольку он светится в темноте, он опасно воспламеняется при температуре выше 30 градусов и является смертельным ядом. Однако красный фосфор не обладает ни одним из этих замечательных свойств.

Так с чего все началось? Фосфор был впервые произведен Хеннигом Брандтом в Гамбурге в Германии в 1669 году. Когда он испарил мочу и нагрел остаток, пока он не стал докрасна. Отлетел светящийся пар фосфора, и он сконденсировал его под водой. И на протяжении более 100 лет большая часть фосфора производилась таким образом. Так было до тех пор, пока люди не поняли, что кость - отличный источник фосфора. Кость можно растворить в серной кислоте с образованием фосфорной кислоты, которую затем нагревают с древесным углем для образования белого фосфора.

Белый фосфор нашел ряд довольно неприятных применений в войне. Он использовался в 20--х годах века в трассирующих пулях, зажигательных бомбах и дымовых гранатах. Рассеивание фосфорных зажигательных бомб над городами во время Второй мировой войны привело к гибели людей и разрушениям. В июле 1943 года Гамбург подвергся нескольким воздушным налетам, в ходе которых на обширные районы города было сброшено 25 000 фосфорных бомб. Это довольно иронично, учитывая, где впервые был произведен фосфор.

Другой группой боевых агентов на основе фосфора являются нервно-паралитические газы, такие как зарин.Зарин - это фторированный фосфонат, который Ирак использовал против Ирана с начала до середины 1980-х годов. А также был выпущен в токийском метро в 1995 году, в результате чего погибли 12 человек и пострадали около тысячи человек.

Белый фосфор нашел также множество других применений. Одним из них были фосфорные спички, которые впервые были проданы в Стоктон-он-Тис в Великобритании в 1827 году. Это создало целую новую индустрию дешевых фонарей - но по ужасной цене. Вдыхание паров фосфора привело к фосфорной болезни челюсти, которая медленно разъедала челюстную кость.Это заболевание особенно беспокоило девушек, готовивших фосфорные спички. Таким образом, они были в конечном итоге запрещены в начале 1900-х годов и были заменены современными спичками, в которых использовался либо сульфид фосфора, либо красный фосфор.

Сегодня фосфор нашел применение не только в спичках, но и в освещении. Фосфид магния является основой самовоспламеняющихся сигнальных ракет, используемых в море. Когда он вступает в реакцию с водой, он образует самовоспламеняющийся газ, дифосфин, который вызывает зажигание факела.

Сверхчистый фосфор также используется для изготовления светодиодов. Эти светодиоды содержат фосфиды металлов, такие как галлий и индий.

В мире природы элементарная форма фосфора никогда не встречается. Он рассматривается только как фосфат, а фосфат необходим для жизни по многим причинам. Он является частью ДНК, а также составляет огромную часть зубной эмали и костей в форме фосфата кальция. Также важны органофосфаты, такие как энергетическая молекула АТФ и фосфолипиды клеточных мембран.

Нормальная диета обеспечивает наш организм необходимыми фосфатами. С тунцом, курицей, яйцами и сыром много. И даже кола дает нам немного фосфорной кислоты.

Сегодня большая часть нашего фосфора поступает из фосфоритов, которые добывают по всему миру, а затем превращают в фосфорную кислоту. Ежегодно производится пятьдесят миллионов тонн, и он имеет множество применений. Из него делают удобрения, корма для животных, средства для удаления ржавчины, антикоррозийные средства и даже таблетки для посудомоечной машины.

Некоторая фосфоритная руда также нагревается с помощью кокса и песка в электрической печи с образованием белого фосфора, который затем превращается в трихлорид фосфора и фосфористую кислоту. И именно из них производятся антипирены, инсектициды и средства от сорняков. Небольшая часть также превращается в сульфиды фосфора, которые используются в качестве присадок к маслам для уменьшения износа двигателя.

Фосфат также важен для окружающей среды. Он естественным образом перемещается из почвы в реки, океаны и донные отложения.Здесь он накапливается, пока не будет перемещен геологическим поднятием на сушу, так что круг может снова начаться. Во время своего путешествия фосфат проходит через множество растений, микробов и животных различных экосистем.

Однако слишком много фосфатов может нанести вред природным водам, потому что это способствует процветанию нежелательных видов, таких как водоросли. Затем они вытесняют другие формы желанной жизни. В настоящее время существует юридическое требование по удалению фосфатов из сточных вод во многих частях мира, и в будущем он может быть переработан в качестве устойчивого ресурса, чтобы однажды фосфат, который мы смываем в раковины и туалеты, мог снова появиться в наших домах в других обличьях. например, в таблетках для посудомоечной машины и, возможно, даже в нашей еде и коле.

Крис Смит

Нина Нотман рассказывает о Фосфоре, элементе, извлеченном из золотого потока, также известном как моча. В следующий раз Андреа Селла присоединится к нам и расскажет о взрывоопасной истории элемента номер 53.

Андреа Селла

В 1811 году молодой французский химик Бернар Куртуа, работавший в Париже, наткнулся на новый элемент. Фирма его семьи производила селитру, необходимую для производства пороха для наполеоновских войн. В своем производстве они использовали древесную золу, и нехватка древесины во время войны вынудила их сжигать водоросли.Добавив к золе концентрированную серную кислоту, Куртуа получил удивительный фиолетовый пар, который кристаллизовался на стенках контейнера. Пораженный этим открытием, он запаковал сероватые кристаллы в бутылки и отправил их одному из ведущих химиков своего времени Жозефу Ги-Люссаку, который подтвердил, что это новый элемент, и назвал его йодом - йод - в честь греческого слова, обозначающего фиолетовый.

Крис Смит

И вы можете услышать больше о том, как йод взорвался на мировой арене на следующей неделе «Химия в своем элементе». Надеюсь, вы присоединитесь к нам.Я Крис Смит, спасибо за внимание и до свидания.

(промо)

(конец промо)

,

Смотрите также