Фосфор это: Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Содержание

Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

Атомная масса
(молярная масса)

30,973762 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s2 3p3

Радиус атома

128 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

106 пм

Радиус иона

35 (+5e) 212 (-3e) пм

Электроотрицательность

2,19 [1] (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

5, 3, 1, 0, −1, −3[2]

Энергия ионизации
(первый электрон)

1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

(белый фосфор)1,82 г/см³

Температура плавления

317,3 K

Температура кипения

553 K

Теплота плавления

2,51 кДж/моль

Теплота испарения

49,8 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая, объёмноцентрированная

Параметры решётки

18,800 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis

(лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета.

Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой выделяется ядовитый газ фосфин (РН3)

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А.

Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции.

Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П.  У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

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 резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

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:

(с избытком кислорода)
(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:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т.  н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

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)3·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. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

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.[6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Примечания

Ссылки

Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

Атомная масса
(молярная масса)

30,973762 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s2 3p3

Радиус атома

128 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

106 пм

Радиус иона

35 (+5e) 212 (-3e) пм

Электроотрицательность

2,19 [1] (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

5, 3, 1, 0, −1, −3[2]

Энергия ионизации
(первый электрон)

1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

(белый фосфор)1,82 г/см³

Температура плавления

317,3 K

Температура кипения

553 K

Теплота плавления

2,51 кДж/моль

Теплота испарения

49,8 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая, объёмноцентрированная

Параметры решётки

18,800 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой выделяется ядовитый газ фосфин (РН3)

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П.  У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

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 резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

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:

(с избытком кислорода)
(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:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т.  н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

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)3·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. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

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.[6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Примечания

Ссылки

Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

Атомная масса
(молярная масса)

30,973762 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s2 3p3

Радиус атома

128 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

106 пм

Радиус иона

35 (+5e) 212 (-3e) пм

Электроотрицательность

2,19 [1] (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

5, 3, 1, 0, −1, −3[2]

Энергия ионизации
(первый электрон)

1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

(белый фосфор)1,82 г/см³

Температура плавления

317,3 K

Температура кипения

553 K

Теплота плавления

2,51 кДж/моль

Теплота испарения

49,8 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая, объёмноцентрированная

Параметры решётки

18,800 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой выделяется ядовитый газ фосфин (РН3)

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П.  У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

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 резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

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:

(с избытком кислорода)
(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:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т.  н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

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)3·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. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

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.[6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Примечания

Ссылки

Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

Атомная масса
(молярная масса)

30,973762 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s2 3p3

Радиус атома

128 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

106 пм

Радиус иона

35 (+5e) 212 (-3e) пм

Электроотрицательность

2,19 [1] (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

5, 3, 1, 0, −1, −3[2]

Энергия ионизации
(первый электрон)

1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

(белый фосфор)1,82 г/см³

Температура плавления

317,3 K

Температура кипения

553 K

Теплота плавления

2,51 кДж/моль

Теплота испарения

49,8 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая, объёмноцентрированная

Параметры решётки

18,800 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой выделяется ядовитый газ фосфин (РН3)

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

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 резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

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:

(с избытком кислорода)
(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:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

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)3·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. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

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.[6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Примечания

Ссылки

Фосфор – это… Что такое Фосфор?

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер

Фосфор/ Phosphorus (P), 15

Атомная масса
(молярная масса)

30,973762 а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s2 3p3

Радиус атома

128 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

106 пм

Радиус иона

35 (+5e) 212 (-3e) пм

Электроотрицательность

2,19 [1] (шкала Полинга)

Электродный потенциал

0

Степени окисления

5, 3, 1, 0, −1, −3[2]

Энергия ионизации
(первый электрон)

1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

(белый фосфор)1,82 г/см³

Температура плавления

317,3 K

Температура кипения

553 K

Теплота плавления

2,51 кДж/моль

Теплота испарения

49,8 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,0 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

кубическая, объёмноцентрированная

Параметры решётки

18,800 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Аллотропные модификации фосфора

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой выделяется ядовитый газ фосфин (РН3)

для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии – тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор

При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

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 резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

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:

(с избытком кислорода)
(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:

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

  • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
  • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

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)3·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. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

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.[6]

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун, V-газы являются соединениями фосфора.

Примечания

Ссылки

Фосфор — урок. Химия, 8–9 класс.

Химический элемент

Фосфор — химический элемент № \(15\). Он расположен в VА группе Периодической системы.

 

P15+15)2e)8e)5e

 

На внешнем слое атома фосфора содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом фосфор проявляет степень окисления \(–3\), а при взаимодействии с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором и другими — положительные степени окисления \( +3\) или \(+5\).

 

В атоме фосфора больше электронных слоёв по сравнению с атомом азота, поэтому его электроотрицательность, окислительные и неметаллические свойства выражены слабее.

 

В земной коре фосфор находится в виде фосфатов. Чаще встречается фосфат кальция Ca3(PO4)2.

 

Фосфор — жизненно важный элемент. Он входит в состав нуклеиновых кислот и АТФ, которые необходимы каждой клетке любого живого организма. Фосфат кальция содержится в костной ткани и придаёт ей твёрдость.

Простые вещества

Химическому элементу фосфору характерна аллотропия. Он образует несколько простых веществ, отличающихся строением.

 

Белый фосфор состоит из четырёхатомных молекул P4.

 

Рис. \(1\). Молекула белого фосфора

 

Он представляет собой белое (с жёлтым оттенком), похожее на воск вещество, которое светится в темноте из-за окисления кислородом воздуха.

 

Как все молекулярные соединения, белый фосфор летуч. Он имеет чесночный запах. Не растворяется в воде, но растворяется в сероуглероде. Белый фосфор очень ядовит. В порошкообразном состоянии может самовоспламеняться. Хранят его под водой.

 

Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решётку.

 

Рис. 2. Строение красного фосфора

 

Красный фосфор представляет собой порошок и по своим свойствам резко отличается от белого. Он не имеет запаха, не растворяется в воде и в сероуглероде. Неядовит. Активность красного фосфора ниже, чем белого.

Аллотропные модификации фосфора взаимопревращаемы. Белый фосфор превращается в красный на свету или при длительном нагревании без доступа воздуха. Красный фосфор при сильном нагревании и охлаждении паров превращается в белый.

Химические свойства

Химические свойства разных аллотропных модификаций фосфора похожи. Белый фосфор более активен и вступает в реакции легче.

 

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с активными металлами:

 

3Na0+P0=tNa+13P−3.

 

Полученные соединения называются фосфидами (Na3P — фосфид натрия).

 

В отличие от азота фосфор не соединяется с водородом.

 

Восстановительные свойства фосфор проявляет в реакции с кислородом. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный загорается при нагревании. При этом образуется густой белый дым оксида фосфора(V):

 

4P0+5O20=t2P2+5O5−2.

Красный фосфор используется при изготовлении  спичек.

Источники:

Рис. 1. Молекула белого фосфора © ЯКласс

Рис. 2. Строение красного фосфора © ЯКласс

О жёлтом фосфоре и панической природе человека / Хабр

Привет, %username%.

Как и обещал — вот тебе статья-рассказ о жёлтом фосфоре и о том, как он славно горел подо Львовом на Украине относительно недавно.

Да, я знаю — гугл даёт массу информации об этой аварии. К сожалению, большинство того, что он выдаёт — неправда, или, как говорят очевидцы, брехня.

Давай разберёмся!

Ну вначале — никем не любимая матчасть, а она, между прочим, очень важна!

Как рассказывает скучная Википедия, фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3 (F,Cl,OH), фосфорит Сa3(PO4)2 и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни. Запомни это, %username%, а мы пойдём дальше.

Фосфор в чистом виде бывает белый, красный, чёрный и металлический. Это называется аллотропные модификации — в них очень хорошо разбирается слабый пол, потому что на ощупь может отличить бриллиант от графита — а это тоже аллотропные модификации, только у углерода. В общем, фосфор такой же.

Герой нашего рассказа — жёлтый фосфор — на самом деле представляет собой неочищенный белый. Очень часто «неочищенный» — это означает примесь красного фосфора, а не каких-то там жутких посторонних элементов.

Жёлтый фосфор (впрочем, как и белый) — это самый настоящий адЪ: сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10. Это опять скучная Википедия, но прошу, %username%, — запомни и эту информацию.

Теперь будем разбираться.

Ну во-первых, несмотря на токсичность фосфора, отравиться им крайне сложно по очень простой причине: он самовоспламеняется на воздухе. Очень быстро. И горит он, как уже было сказано, синим ярко-зеленым пламенем. На практике это выглядит так: кладёшь кусочек на стол — и он потихоньку так начинает дымиться. Потом быстрее. Потом ещё. А потом вспыхивает и горит. Время вспышки зависит от размера кусочка: чем меньше — тем быстрее. А потому мне трудно представить мелкую пыль жёлтого фосфора в воздухе — она просто загорится.

Хотя, возразишь может быть ты, вот пишут: смертельная доза жёлтого фосфора для человека составляет 0,05-0,15 грамм, он хорошо растворяется в жидкостях организма и при попадании внутрь быстро всасывается (кстати, красный фосфор нерастворим и потому сравнительно малоядовит). Острое отравление наступает при вдыхании паров жёлтого фосфора и/или при попадании их в желудочно-кишечный тракт. Отравление характеризуется болями в животе, рвотой, красивыми светящимися в темноте рвотными массами, издающими запах чеснока, поносом. Ещё одним симптомом острого отравления жёлтым фосфором является сердечная недостаточность.

Прочитав это я почему-то вспомнил про отравление фосфином (уж очень похожи симптомы) и крепко задумался — но уже не о существовании паров жёлтого фосфора, а об адекватности индивидуума, который увидел дымящийся, светящийся в темноте кусок неведомого чего-то — и немедленно его съел. Ну то такое.

Кстати, чтобы получить раствор фосфора в воде 3 мг/л — а это насыщенный раствор, больше он не растворяется — трясти кусочек фосфора в воде надо неделю. Ну это не я придумал, так говорит ГОСТ 32459-2013 — а это тебе не интернеты всякие!

В общем, на мой взгляд — токсичность фосфора очень сильно преувеличена. Но у него есть другие нюансы. О них — ниже.

Горит фосфор, как любят говорить специалисты, с ним работающие, по правилу буравчика: то есть горящий кусок въедается в поверхность, на которой горит. В стол. В металл. В ботинок. В руку. Причина проста: продукт горения — оксид фосфора — это по сути кислотный оксид, который тут же тянет воду, образуя фосфорную кислоту. Фосфорная кислота хоть и не такая няшная, как серная или плавиковая, но кушать любит не меньше — а потому всё и разъедает. Кстати, её иногда добавляют в жидкость для чистки унитазов. Милое сочетание высокотемпературного горения (до 1300 °C) и горячей кислоты и придаёт дополнительные отверстия твоему столу, а если не повезёт — и организму. И да, %username%, — это Очень Больно.

Я уже много раз утверждал и буду утверждать, что нет большего врага человеку, чем он сам: конечно, свойства жёлтого фосфора не остались незамеченными — и добрые люди придумали добавлять его в зажигательные боеприпасы, ведь очень удобно, когда что-то внезапно загорается на воздухе!

Выглядит это очень красиво – можешь полюбоваться
А вот люди после таких атак выглядят не очень красиво – так что лучше не смотри

Так как всё это очень прелестно, то разработка, испытания, транспортировка, торговля, применение и утилизация фосфорных боеприпасов производятся с учётом ряда международных соглашений и договоров, среди которых:

  • Санкт-Петербургская декларация «Об отмене употребления взрывчатых и зажигательных пуль» 1868 года.
  • Дополнительные протоколы 1977 года к Женевской конвенции о защите жертв войны 1949 года, запрещающие применение боеприпасов с белым фосфором, если гражданские лица попадают вследствие этого в опасность. США и Израиль их не подписали, кстати.
  • В соответствии с Третьим протоколом к Конвенции ООН по конкретным видам оружия 1980 года, зажигательное оружие не должно использоваться против гражданских лиц, и, кроме того, нельзя применять его против военных объектов, которые находятся в зоне сосредоточения гражданского населения.

В общем бумаг много, но они имеют статус, близкий к туалетной, потому что используются эти боеприпасы сплошь и рядом — Палестина и Донбасс подтвердят.

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по Цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция, если уж быть точным, но вода тоже сойдёт). Это — тоже важно!

Кто же производит фосфор? А вот тут, %username%, кое-кто проникнется гордостью: основной поставщик фосфора, пищевой фосфорной кислоты, гексафосфата и триполифосфата натрия — гордый Казахстан!

На самом деле ещё со времён СССР в славном городе Джамбул (да, имени того самого Джамбула Джабаева) было построено предприятие Казфосфат. Потом Джамбул переименовали в Тараз — ну не будем обсуждать целесообразность, казахам виднее — но предприятие осталось. Наличие сырьевой базы и мощность, а также чрезвычайно низкая стоимость рабочей силы (а больше в Таразе/Джамбуле по сути и работать негде) обусловили то, что жёлтый фосфор делают именно тут.

Когда я был на этом предприятии — там хорошо! Южный Казахстан, 300 км до Узбекистана — тепло! Птички поют! Всё зелёное! На горизонте — горы! Красота!

Кстати, завод Казфосфата никак не нарушает эту идиллию: весь в зелени, цветах, на склоне небольшой горы.

Там правда хорошо

Причина красоты проста — сырьём, продуктом и отходами производства являются фосфорсодержащие вещества, которые вообще-то удобрения. Вот всё и растёт-цветёт.

Кстати, самое высокое начальство завода очень не любит одуванчики. Никто не знает, почему. А потому перед визитом самого высокого начальства работникам устраивают субботник по выпалыванию одуванчиков. Ну как оно — воевать с одуванчиками — знают все по даче/огородам, в рамках фосфорного беспредела это — совершенно бессмысленно: хватает на день, максимум — два. Но руководство — оно такое.

Особенно меня впечатлила работа лаборатории предприятия. Там сидят действительно большие умницы. А чтобы ты понял, %username%, немножко фактов.

В жёлтом фосфоре очень важно контролировать примеси — особенно мышьяк, сурьму, селен, никель, медь, цинк, алюминий, кадмий, хром, ртуть, свинец, железо. Чтобы всё это контролировать — фосфор нужно растворить, а при этом всё, что контролируется — не должно улететь.

Задача номер раз: как взвесить то, что загорается на воздухе? Делают так: долбят слиток фосфора под слоем воды, отбирают кусочки побольше — мелкие вспыхивают слишком быстро — и переносят в стакан с водой. Потом взвешивают другой стакан с водой, берут фосфор из первого, обтирают спиртом, ждут, пока высохнет — и бросают во взвешенный стакан с водой. По разнице веса определяют массу фосфора.

Поскольку может и загореться — рядом стоит раствор медного купороса — если загорелось, то бросают в него.

Потом фосфор растворяют. Растворяется он в азотной кислоте, насыщенной парами брома — очень милая и ароматная вещь, рекомендую в хозяйстве (нет). Необходимо кинуть фосфор в эту смесь, потом чуть-чуть нагреть, а когда пойдёт реакция — перенести в корыто с холодной водой, потому что разогрев идёт колоссальный. И мешать-мешать-мешать — если не мешать, то кусочки просто выпрыгнут из бурлящего супа — результаты будут неточными! Мешают рукой, на ней две рукавицы: резиновая от кислоты — и войлочная от температуры (просто резиновая приплавляется, а просто войлочная — не спасает от капель кислоты. Правда, если попадёт фосфор — не спасут обе.

Завораживающее зрелище растворения жёлтого фосфора

Летят при этом окислы азота и бром — это к сведению. Боятся девушки именно этих рыжих хвостов и кусочков фосфора, которые могу попасть на одежду или рукавицу. Отравления «парами» или «растворами» фосфора не припоминают.

Да, кстати, зарплата девушек, которые это делают — не выше $200 (а разгадка проста: в Таразе больше негде работать, я это уже говорил). Так что в следующий раз, %username%, когда будешь ныть о низкой зарплате и вредности работы — вспомни Казфосфат!

Ну а вот теперь, когда основные знания накоплены, — переходим собственно к аварии во Львове.

Поскольку в Европе фосфор востребован, то Казфосфат через чешских партнёров активно экспортирует продукцию. Едет она в цистернах, заполненных водой, и понятно, что железнодорожным транспортом.

В понедельник, 16 июля 2007 года, в 16:55 в Буском районе Львовской области Украины на перегоне Красное-Ожидив сошли с рельсов и перевернулись 15 цистерн с желтым фосфором товарного поезда №2005. Всего в составе было 58 вагонов. Цистерны следовали с казахской станции Аса (Тараз, Казахстан) на станцию Оклеса (Республика Польша). Утечка фосфора из одной цистерны спровоцировала самовозгорание шести других цистерн.

Выглядело это эпично

А дальше — смесь паники, раздутой СМИ, отсутствия опыта работы с жёлтым фосфором и полное незнание химии.

Во время тушения пожара образовалось облако из продуктов горения с зоной поражения около 90 квадратных километров. В этой зоне оказались 14 населенных пунктов Буского района, где проживает 11 тысяч человек, а также отдельные территории Радехивского и Бродивского районов области. МЧС Украины предложило жителям близлежащих сел эвакуироваться и направило им около десяти автобусов, однако многие люди отказывались покидать свои дома. Львовские власти заверили, что принудительно никого эвакуировать не будут, хотя и предупредили о непредсказуемости последствий аварии. Всего за ночь из 6 населенных пунктов Буского района временно отселены около 800 жителей.

Ко вторнику пострадавших насчитывалось 20 человек (6 специалистов МЧС, 2 представителя МВД, 2 железнодорожника и 10 лиц из числа местного населения), из них 13 в тяжелом и средне-тяжелом состоянии были госпитализированы в военный медицинский клинический центр Западного оперативного командования во Львове. Семеро госпитализированных – работники МЧС, двое – работники Госавтоинспекции, четверо – местные жители.

Одновременно, в СМИ поднялся жесточайший и дичайший вой. Некоторые из перлов:

Читая всё это — мне грустно. Потому что это показывает абсолютное незнание химии в массе. А также — как легко манипулировать необразованной массой (кстати, %username%, а ты знал, что рабовладельцы в США устойчиво считали, что рабы должны быть неграмотными — чтобы не могли подделать отпускные удостоверения, прочие бумаги, вести переписку с другими поселениями, координировать восстания и т.д. — мало что изменилось).

Более или менее объективные события в хронологии показаны здесь (осторожно — украинский, если позор и не знаешь — Google Translate):

  1. Раз
  2. Два
  3. Три

Что можно понять из этой хронологии?

  • Никто ничего не знал.
  • Все хотели попиариться.
  • Пожарные/МЧС были напуганы.
  • Военные — тоже.
  • Среди местных был полный бардак.
  • Пока 18 июля не приехали представители Казфосфата — никто не понимал, что делать.
  • Никто не хотел платить за что-либо.

После беседы с некоторыми сотрудниками Казфосфата, непосредственно принимающими участие в ликвидации последствий аварии, я могу сказать следующее.

Никакого взрыва/самовозгорания/подрыва фосфора не было — он спокойно ехал себе под водичкой. Да и не умеет сам по себе жёлтый фосфор взрываться! Но имело место повреждение железнодорожного полотна, из-за чего цистерны сошли с рельс. При ударе цистерн произошло образование трещины, через неё вытекла вода — ну и фосфор благополучно загорелся.
Температура и особенности горения окончательно разрушили цистерну.

  • Белый дым вполне объясним — это пары фосфорной кислоты, но никак не фосфора. Если ими дышать — да, начнётся сильный кашель и вообще это не особенно полезно. Впрочем, и не смертельно вредно. Большинство травм местного населения связано с тем, что люди побежали собирать интересные дымящиеся кусочки в бутылки с водой, а оцепление сразу не поставили — все боялись.
  • Страх пожарных, что якобы «эта дрянь от воды горит!» связан с тем, что мощная струя воды разбивала фосфор на более мелкие кусочки — ну те разлетались и загорались. Нужно было или слабым потоком, или пеной, что впоследствии и сделали.
  • Кстати, когда всё потушили и остались только куски внутри цистерны — тушили её казахи. Ну как тушили — собирали и кидали в вёдра с водой по большей степени. Один из них — главный технолог завода, заядлый курильщик. Так вот — он тушил и курил. Кое-где разошлись даже снимки «безумного казаха, который в страшном химическом пожаре ещё и курит!» Ну а что?
  • Никакой экологической катастрофы и «второго Чернобыля» не было и быть не могло — по сути природа получила дозу фосфорных удобрений.
  • Единственный человек, который вёл себя адекватно, слушал казахов и делал, как надо — Владимир Антонец, первый заместитель министра МЧС. Наверное, потому что генерал-полковник с кучей наград.

После того, как стало ясно, что сенсации не получилось: теракта не было, угрозы экологической катастрофы — тоже, никто не умер

и денег не дадут

— к катастрофе интерес быстро утратили. Официально причинами аварии назвали:

  • Ненадлежащее состояние путей на данном железнодорожном перегоне.
  • Нарушение правил безопасности со стороны работников локомотивной бригады.
  • Халатность (проигнорированы инструкции по температурному режиму перевоза особо опасных грузов).
  • Ненадлежащее техническое состояние цистерн.

По факту самое правдивое из этого — первое. Остальное добавили, чтобы не платить казахам за потерю груза. Ну вроде как страховка компенсировала.

Так что все остались при своих.

Мораль, %username%: учи химию. Она везде. Она поможет тебе и прожить, и выжить, и что-то для себя понять.

И напоследок…

Не все химические соединения вредны. Без водорода и кислорода, например, нельзя было бы получить воду, основной компонент пива.
— Дэйв Барри, ни разу не химик

Phosphorus – Информация об элементе, свойства и использование

Расшифровка:

Химия в ее элементе: фосфор

(Promo)

Вы слушаете Химию в ее элементе, представленную вам 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 захватывающий из двух. Поскольку он светится в темноте, опасно воспламеняется в воздухе при температуре выше 30 градусов и является смертельным ядом. Однако красный фосфор не обладает ни одним из этих удивительных свойств.

Итак, 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 множество весьма неприятных применений в войне. Он использовался в 20 годах в трассирующих пулях, зажигательных бомбах и дымовых гранатах. Разбрасывание 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 почти тысяча 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 поражало 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 спичечных материалах, 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 естественном мире 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 фосфоритной руды, которая добывается во всем мире, а затем превращается 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 порода также нагревается с помощью кокса и песка в электрической печи с образованием белого фосфора, который затем превращается в треххлористый фосфор и фосфористую кислоту. И именно из них производятся антипирены, инсектициды и средства от сорняков. Немного 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, в океаны и в донные отложения.Здесь он накапливается, пока не будет перемещен геологическим поднятием на сушу, так что круг может начаться снова. 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 законодательное 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 морские водоросли.Добавив к золе концентрированную серную кислоту, Куртуа получил удивительный фиолетовый пар, который кристаллизовался на стенках контейнера. Удивленный 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 пурпурный.

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)

Основы фосфора: понимание форм фосфора и их круговорота в почве

Фосфор (P) необходим для всех форм жизни на этой планете. Это важное питательное вещество, необходимое для роста и развития растений и животных, от которых зависит наша пища.

Фосфор составляет около 0.2 процента от сухой массы растения, где он в первую очередь является компонентом тканевых молекул, таких как нуклеиновые кислоты, фосфолипиды и аденозинтрифосфат (АТФ). После азота (N) фосфор (P) является вторым наиболее ограничивающим питательным веществом. Это может замедлить рост и развитие растений и потенциально ограничить урожайность сельскохозяйственных культур. Однако избыток фосфора в почве может быть вредным для окружающей среды, поскольку он может попадать в пресноводные водоемы через поверхностный сток и вызывать цветение водорослей, снижая качество воды. Улучшение управления фосфором может создать рентабельные системы растениеводства при одновременном снижении негативного воздействия на окружающую среду.Цель этого документа – понять формы, трансформацию и круговорот фосфора в почве. Цикл фосфора уникален и отличается от цикла азота, потому что фосфор не существует в газообразной форме. В этом документе представлена ​​основная информация о различных формах фосфора, присутствующих в почве, и процессах, которые влияют на доступность фосфора для растениеводства.

Почвенный фосфор встречается в двух формах: органической и неорганической (рис. 1). Эти две формы вместе составляют общий фосфор почвы.Хотя общий уровень фосфора в почве, как правило, высок, с концентрациями от 200 до 6000 фунтов на акр, 80 процентов этого фосфора неподвижны и не доступны для усвоения растениями.

Приблизительно от 30 до 65 процентов общего фосфора почвы находится в органических формах, которые недоступны для растений, в то время как оставшиеся 35-70 процентов находятся в неорганических формах. Органические формы фосфора включают остатки мертвых растений / животных и почвенные микроорганизмы. Почвенные микроорганизмы играют ключевую роль в переработке и преобразовании этих органических форм фосфора в доступные для растений формы.Формы неорганического фосфора можно разделить на три группы:

  • Фосфор, доступный для растений (почвенный раствор): Этот бассейн состоит из неорганического фосфора, растворенного в растворе вода / почва, который легко усваивается растениями.
  • Сорбированный фосфор: Этот резервуар фосфора состоит из неорганического фосфора, прикрепленного к глиняным поверхностям, оксидов железа (Fe), алюминия (Al) и кальция (Ca) в почве. Фосфор в этом бассейне медленно высвобождается для поглощения растениями.
  • Минеральный фосфор: Этот запас фосфора состоит из первичных и вторичных фосфатных минералов, присутствующих в почве. Примеры минералов первичного фосфора включают апатит, штренгит и варисцит. Минералы вторичного фосфора включают фосфаты кальция (Ca), железа (Fe) и алюминия (Al). Выделение фосфора из этого бассейна происходит очень медленно и происходит, когда минерал выветривается и растворяется в почвенной воде.

Рисунок 1. Круговорот фосфора в почве.На этом рисунке показаны источники поступления фосфора в почву, пути, по которым фосфор становится доступным / недоступным для поглощения растениями, и пути выхода / потери фосфора.

После того, как фосфор попадает в почву через химические удобрения (неорганический источник), навоз, твердые биологические вещества или остатки мертвых растений или животных (органические источники), он циклически перемещается между несколькими почвенными бассейнами посредством таких процессов, как минерализация, иммобилизация, адсорбция, осаждение, десорбция, выветривание. , и роспуск.Ниже приведены объяснения этих процессов:

Минерализация и иммобилизация

Минерализация – это процесс, посредством которого органический фосфор в почве превращается в неорганический фосфор с помощью почвенных микробов. С другой стороны, иммобилизация – это противоположность минерализации. Во время иммобилизации неорганические формы фосфора превращаются обратно в органические формы и абсорбируются живыми клетками почвенных микробов. Иммобилизация обычно происходит, когда растительные остатки заделываются в почву.По мере разложения пожнивных остатков больше фосфора становится доступным в почвенном растворе за счет минерализации. Поскольку процессы минерализации и иммобилизации являются биологическими процессами, на них сильно влияют влажность почвы, температура, pH, соотношение органического углерода и органического фосфора в растительных остатках, микробная популяция и т. Д.

Адсорбция и десорбция

Адсорбция – это процесс, при котором фосфор, присутствующий в почвенном растворе, прикрепляется / связывается с поверхностью частиц почвы.Связывание фосфора происходит на глиняных поверхностях или оксидах и гидроксидах железа (Fe) и алюминия (Al), присутствующих в почве. Адсорбция – это быстрый процесс, обратимый по своей природе, что означает, что адсорбированный фосфор может высвобождаться в почвенный раствор посредством процесса, известного как десорбция, и будет доступен для поглощения растениями.

Почвы, содержащие более высокие концентрации оксидов железа и алюминия, имеют больший потенциал адсорбции фосфора, чем почвы с относительно низким содержанием оксидов железа и алюминия.Еще одно свойство почвы, которое способствует адсорбции фосфора, – это содержание глины. Почвы с большим содержанием глины обладают более высокой адсорбционной способностью, чем песчаные почвы с крупной структурой.

Выветривание, осадки и растворение

Почва содержит минералы, богатые фосфором. Эти минералы подразделяются на первичные и вторичные минералы. Минералы со временем разрушаются (процесс, называемый выветриванием) и выделяют фосфор в почвенный раствор для поглощения растениями. Первичные минералы, такие как апатит, очень стабильны и устойчивы к атмосферным воздействиям.Следовательно, фосфор выделяется очень медленно по сравнению с вторичными фосфорными минералами, такими как фосфаты кальция, железа или алюминия.

С другой стороны, осадки – это процесс, при котором ионы металлов, такие как Al 3+ и Fe 3+ (эти ионы преобладают в кислых почвах) и Ca 2+ (преобладают в известковых почвах), реагируют с фосфатом. ионы, присутствующие в почвенном растворе, образуют минералы, такие как фосфаты алюминия, железа или кальция. Осаждение – медленный процесс, который необратимо превращается в фосфаты металлов.Эти фосфаты металлов могут выделять фосфор в почвенный раствор при растворении, но скорость высвобождения очень низкая.

Растворение – это форма выветривания, когда фосфатные минералы растворяются и высвобождают фосфаты обратно в почвенный раствор.

Рис. 2. Почвенные процессы, влияющие на доступность фосфора для усвоения растениями.

Потеря фосфора

Фосфор удаляется из почвы в результате (а) поглощения урожаем / растением, (б) стока и эрозии и (в) выщелачивания (рисунок 1).Поверхностный сток – главный путь потери фосфора из почв. Сточные воды уносят с поверхности почвы как растворимый (растворенный) фосфор, так и твердый (эродированные частицы почвы) фосфор. Выщелачивание – это потеря растворимого фосфора из подповерхностного слоя почвы по мере того, как вода просачивается вертикально вниз по профилю почвы. В целом потеря фосфора при выщелачивании минимальна по сравнению с поверхностным стоком.

Факторы, влияющие на доступность фосфора в почве

В то время как такие процессы, как выветривание, растворение, минерализация и десорбция увеличивают доступность фосфора в почве для поглощения растениями, такие процессы, как иммобилизация, адсорбция, осаждение, сток и эрозия, уменьшают доступность фосфора (рис. 2).

Кроме того, на доступность фосфора в почвенном растворе влияют следующие факторы:

  • Органическое вещество. Органические вещества – важный фактор в контроле доступности фосфора. С добавлением органических веществ увеличивается доступность фосфора.
    • Это связано со следующими причинами:
      • Минерализация органических веществ приводит к высвобождению доступных для растений форм фосфора в почвы.
      • Органические молекулы будут конкурировать с фосфатом, адсорбированным на поверхности почвы, и уменьшат удержание фосфора.Этот процесс увеличит доступность фосфора.
  • Содержание глины. Почвы с более высоким содержанием глины обладают высокой способностью удерживать фосфор, потому что частицы глины имеют очень большую площадь поверхности на единицу объема, которая может легко адсорбировать фосфор.
  • Минералогия почв. Минеральный состав почвы влияет на адсорбционную способность фосфора. Например, почвы с высоким содержанием Al3 + и Fe3 + также имеют тенденцию иметь наибольшую адсорбционную способность по фосфору.
  • pH почвы. Оптимальный pH почвы от 6 до 7 приведет к максимальной доступности фосфора. При низком pH (кислые почвы) почвы содержат больше алюминия и железа, которые образуют очень прочные связи с фосфатом. При высоком pH, когда доминирующим катионом является кальций, фосфат имеет тенденцию осаждаться вместе с кальцием.
  • Прочие факторы. Температура, влажность и аэрация почвы могут влиять на скорость минерализации фосфора в результате разложения органических веществ. Например, в теплом влажном климате органическое вещество разлагается быстрее, чем в прохладном сухом климате.

Различные компоненты цикла фосфора в почве могут быть соотнесены с типом денег в вашем банке. Так же, как деньги можно разделить на категории – сберегательные или текущие счета, чеки, которые вы носите для использования по мере необходимости, и наличные деньги, которые вы держите при себе, – фосфор в почве также можно разделить на три разных счета / пула (рис. 3) .

Рис. 3. Резервуары с фосфором в почве.

Первый пул (сберегательный / текущий счет) называется фиксированным или нелабильным пулом.Этот бассейн с фосфором самый большой из всех бассейнов. Этот фосфор недоступен для усвоения растениями и состоит из первичных минералов (нерастворимых неорганических фосфатных соединений) и органических соединений фосфора, которые нелегко минерализуются.

Второй пул (чеки, которые вы носите) известен как пул активного или лабильного фосфора. Этот бассейн состоит из адсорбированного фосфора, вторичных фосфатных минералов и органического фосфора, который легко минерализуется.

Третий пул (наличные деньги, которые вы носите с собой) является самым маленьким из пулов и состоит из неорганических фосфатов и небольшого количества органического фосфора.Этот резервуар, из которого растения поглощают фосфор, известен как резервуар почвенного раствора.

Эти три пула существуют в равновесии друг с другом. По мере того как растения удаляют фосфор из почвенного раствора, фосфор пополняется за счет активного пула. Точно так же, когда концентрация фосфора в активном пуле снижается, фосфор высвобождается из фиксированного пула в активный пул очень медленно с течением времени. Концентрация фосфора, доступного растениям в любое время, очень низкая и колеблется от 0,001 мг л -1 до 1 мг л -1 .Наиболее доступными для растений формами фосфора являются ионы ортофосфата (H 2 PO 4 , HPO 4 2–), доступность которых зависит от pH почвы. Внесение химических удобрений временно увеличивает концентрацию доступного для растений запаса фосфора в почве и поддерживает потребности растений в фосфоре на вегетативной и репродуктивной стадиях. Перед внесением фосфорных удобрений всегда рекомендуется проверять содержание фосфора в почве путем регулярного тестирования почвы.Добавление фосфора сверх агрономической потребности сельскохозяйственных культур оказывает минимальное влияние на урожайность сельскохозяйственных культур. Однако избыток фосфора подвержен потерям из-за стока и эрозии и может способствовать росту водорослей в пресноводных системах, вызывая ухудшение качества воды.

Загрузите PDF-файл «Основы фосфора: понимание форм фосфора и их круговорота в почве», ANR-2535.

Поведение фосфора в окружающей среде – Публикации

Азот, фосфор и калий являются наиболее важными из этих питательных веществ.В этой публикации содержится основная информация о фосфоре и его взаимодействии с окружающей средой северных равнин.

Фосфор (P) – это естественный элемент, содержащийся в минералах, почве, живых организмах и воде. Для роста и развития растений необходим фосфор, как и азот, в больших количествах. Фосфор необходим для раннего развития корней и ускоряет созревание растений.

Формы фосфора, присутствующие в почве, могут включать органические, растворимые или «связанные» формы.Понимание взаимосвязи между этими формами фосфора необходимо для понимания использования фосфора растениями и степени, в которой фосфор может перемещаться в окружающей среде. Обратите внимание, что фосфор является наименее подвижным из основных питательных веществ для растений.

■ Органический фосфор – часть всех живых организмов, включая микробные ткани и растительные остатки. Это основная форма фосфора в навозе большинства животных. Около двух третей фосфора в свежем навозе находится в органической форме.

■ Растворимый фосфор – иногда его называют доступным неорганическим фосфором. Он может содержать небольшое количество органического фосфора, а также ортофосфат, форму, которую усваивают растения. Это также форма, подверженная потерям в результате растворения в стоке и, в меньшей степени, выщелачивания.

Растворимая форма составляет наименьшую долю общего фосфора в большинстве почв. Когда в почву добавляются удобрения или навоз (оба содержат в основном растворимый фосфор), запас растворимого фосфора в почве увеличивается.Со временем растворимый фосфор медленно превращается в менее растворимые (менее доступные для растений) формы.

■ Присоединенный или «связанный» фосфор – недоступный неорганический фосфор. Большое количество почвенного фосфора связано в соединениях, которые образуются, когда анионные (отрицательно заряженные) формы растворенного фосфора присоединяются к катионам, таким как железо, алюминий и кальций. Присоединенный фосфор включает «лабильные» или слабосвязанные, и «фиксированные» или прочно связанные соединения фосфора.

Обратите внимание, что фосфор, слабо связанный с частицами почвы (лабильный фосфор), остается в равновесии с растворимым фосфором. Таким образом, когда удаление растений снижает концентрацию растворимого фосфора, лабильный фосфор превращается в растворимую форму для поддержания равновесия.

Большая часть фосфатов, используемых живыми организмами, превращается в органические соединения. Когда растительные материалы возвращаются в почву, органический фосфат будет медленно выделяться в виде доступного неорганического фосфата или включаться в более стабильные органические материалы и становиться частью органического вещества почвы.Высвобождение доступного неорганического фосфора из органических источников называется минерализацией, и это осуществляется микроорганизмами.

Как фосфор теряется на сельскохозяйственных полях

Поля с высокими потерями фосфора должны иметь высокий потенциал источника и механизм транспортировки фосфора в водоемы. Фосфор может попадать в поверхностные воды вместе с частицами почвы или навоза. Фосфор также может растворяться в сточных водах, когда он проходит по поверхности поля.

Выщелачивание фосфора обычно не вызывает серьезного беспокойства. Частицы почвы удаляют растворимый фосфор из воды, когда она движется по профилю почвы. Концентрация фосфора в фильтрате почвы значительно меньше концентрации поверхностного стока.

Однако в особых ситуациях может происходить повышение концентрации фосфора в грунтовых водах. Способность почвы поглощать фосфор может быть недостаточной на песчаных почвах или когда уровень грунтовых вод находится близко к поверхности почвы.Кроме того, растрескивание почвы создает каналы, позволяющие поверхностным водам поступать непосредственно в грунтовые воды.

Потери фосфора с сельскохозяйственных полей можно разделить на четыре категории:

■ Мгновенные потери растворимого фосфора вскоре после внесения удобрений или навоза
■ Медленные утечки растворимого фосфора
■ Органический P высвобождается в виде растворимого P в результате быстрого разложения растительности во время весеннего таяния
■ Ветровая и / или водная эрозия

Мгновенные потери растворимого фосфора

Навоз и коммерческие удобрения содержат гораздо более высокую концентрацию растворимого фосфора, чем почва.Если ливневый сток происходит вскоре после поверхностного внесения навоза или коммерческих удобрений, концентрация растворимого фосфора в стоках может быть более чем в 100 раз выше, чем при других стоках. Мгновенные потери растворимого фосфора связаны с высокими концентрациями фосфора в форме, легко доступной для водных организмов.

Исследования с использованием птичьего помета и свиного навоза, вносимого на пастбища, показывают, что концентрации растворимого фосфора увеличиваются прямо пропорционально увеличению нормы внесения в случаях мгновенной потери фосфора.Эти события происходят только в том случае, если ливневый сток происходит вскоре после поверхностного внесения фосфора или когда фосфор наносится на замерзшие или заснеженные поля.

Со временем высокорастворимый фосфор навоза и удобрений на поверхности почвы вступит в реакцию с почвой, уменьшая количество растворимого фосфора в сточных водах. Нормальные уровни возвращаются в течение месяца в теплых почвах и дольше в холодных почвах.

Использование навоза и удобрений на мерзлых или заснеженных почвах не рекомендуется, потому что у фосфора никогда не будет возможности связываться с почвой до того, как произойдет сток.

Круговорот фосфора. (Источник: Учебная программа по охране окружающей среды в животноводстве и птицеводстве)

Потери растворимого фосфора при медленной утечке

Все почвы выделяют очень небольшое количество растворимого фосфора в поверхностный сток. Уровень фосфора в почвенном тесте связан с концентрацией растворимого фосфора в стоке. Значительные доказательства показывают, что концентрации растворимого фосфора в стоке линейно возрастают с увеличением уровня фосфора в почвенных испытаниях.Однако эта линейная зависимость варьируется в зависимости от типа почвы.

Потери фосфора при медленной утечке важны, потому что они происходят при каждом сливе. Из-за кумулятивного эффекта нескольких явлений стока это может быть важным источником потери фосфора.

Органический P высвобождается в виде растворимого P в результате быстрого разложения растительности во время весенней оттепели

Новое исследование, проведенное в Манитобе на почвах с аналогичным уклоном, что и в долине Ред-Ривер в Северной Дакоте, показывает, что наибольший вклад P в поверхностные воды с полей обусловлен высвобождением растворимого P в результате быстрого разложения растительности, которое происходит весной. период оттепелей.Это исследование имеет тревожные последствия, потому что обычная передовая практика создания растительных буферных потоков (также называемых прибрежными буферными полосами) между ручьями и полями может быть худшей практикой в ​​плоской топографии на северных равнинах, где основной источник фосфора в поверхностных водоемах. происходит от разлагающихся растений.

Возможной практикой управления для минимизации высвобождения фосфора из прибрежных буферных полос может быть сенокос на буферных полосах или выпас скота до наступления зимнего ледостава.Сенокошение или выпас скота сводят к минимуму количество сухого вещества, доступного для весеннего разложения, удаляя P из системы, продолжая при этом сокращать попадание содержащих фос осадков в водоемы.

Убытки от ветровой и / или водной эрозии

Фосфор почти полностью связан с частицами почвы. Когда частицы почвы движутся вместе с ветром и водой, P движется вместе с ними. Мелкие частицы почвы обладают большей способностью удерживать фосфор, чем крупные частицы. К сожалению, эрозия почвы переносит больше мелких частиц, в результате чего эродированные отложения «обогащаются» фосфором.

Наибольшая потеря верхнего слоя почвы на северных равнинах связана с ветровой эрозией. По оценкам, 42 миллиона тонн фосфора в пересчете на P 2 O 5 эквивалента удобрений было потеряно с тех пор, как в Северной Дакоте впервые были выращены фермы в 1880-х годах.

Часть этого осадка была потеряна с водоемами, такими как озера. Большая часть его была перемещена иногда за много миль от источника. Осадки, наносимые ветром в местные водоемы, остаются постоянным источником фосфора каждый год и могут быть устранены только дноуглубительными работами, как это делается за дамбами.

Водная эрозия также способствует образованию отложений в поверхностных водах, где отложения вносят фосфор в воду каждый сезон. Уменьшение или отказ от обработки почвы для борьбы с эрозией может значительно снизить общие потери фосфора от ветра и воды.

Движение фосфора в окружающей среде. (Источник: Учебная программа по охране окружающей среды в животноводстве и птицеводстве)

Управление фосфором в окружающей среде

Белый фосфор: системный агент | NIOSH

CAS #: 7723-14-0

RTECS №: Th4500000

Номер ООН: 1381 (Направляющая 136) 2447 (Направляющая 136)

Общие названия:

  • Элементарный фосфор
  • фосфор
  • Желтый фосфор
  • ВНЕШНИЙ ВИД : Прозрачное восковидное кристаллическое твердое вещество от белого до желтого цвета.Темнеет при воздействии света.
  • ОПИСАНИЕ : Белый фосфор – это ядовитое вещество, вырабатываемое из фосфатсодержащих пород. Белый фосфор используется в промышленности для производства химикатов, используемых в удобрениях, пищевых добавках и чистящих составах. В прошлом он использовался как пестицид и в фейерверках. Он используется военными в различных типах боеприпасов в качестве зажигательного агента (потому что он самопроизвольно загорается в воздухе) и в качестве дымового агента (потому что он производит облака раздражающего белого дыма).Он имеет едкий запах спички или чеснока, но не следует полагаться на запах при обнаружении белого фосфора.
  • СПОСОБЫ РАСПРОСТРАНЕНИЯ :
    • Воздух в помещении: Белый фосфор может выделяться в воздух в помещении в виде дыма.
    • Вода: Белый фосфор может использоваться для загрязнения воды.
    • Продукты питания: Белый фосфор нельзя использовать для заражения продуктов питания.
    • Наружный воздух: Белый фосфор может попадать в наружный воздух в виде дыма.
    • Сельское хозяйство: Если белый фосфор выделяется в виде дыма, он вряд ли заразит сельскохозяйственную продукцию; однако частицы белого фосфора, не вступающие в реакцию с воздухом, могут загрязнять сельскохозяйственную продукцию.
  • ПУТИ ВОЗДЕЙСТВИЯ : Белый фосфор может всасываться в организм при вдыхании, проглатывании или контакте с кожей. Неизвестно, может ли происходить системное воздействие при зрительном контакте.

Средства индивидуальной защиты

  • ОБЩАЯ ИНФОРМАЦИЯ : Лица, оказывающие первую помощь, должны использовать сертифицированный NIOSH химический, биологический, радиологический, ядерный (CBRN) автономный дыхательный аппарат (SCBA) с защитным костюмом уровня A при входе в зону с неизвестным загрязнителем или область, где концентрация загрязняющего вещества неизвестна.Следует использовать защиту уровня А до тех пор, пока результаты мониторинга не подтвердят наличие загрязняющего вещества и его концентрацию.
    ПРИМЕЧАНИЕ: Безопасное использование защитной одежды и оборудования требует определенных навыков, приобретенных в результате обучения и опыта.
  • УРОВЕНЬ A: (КРАСНАЯ ЗОНА) : Выберите, когда требуется максимальный уровень защиты кожи, органов дыхания и глаз. Это максимальная защита для рабочих, которым угрожает воздействие неизвестных химических опасностей или уровней выше IDLH или выше AEGL-2.
    • Сертифицированный NIOSH полнолицевой автономный дыхательный аппарат с ХБРН, работающий в режиме потребности по давлению, или респиратор с шлангом подачи воздуха по запросу с подачей воздуха со вспомогательным эвакуационным баллончиком.
    • Полностью инкапсулирующий костюм химической защиты (TECP), обеспечивающий защиту от агентов CBRN.
    • Химически стойкие перчатки (внешние).
    • Химически стойкие перчатки (внутренние).
    • Сапоги химически стойкие со стальным носком и голенищем.
    • Комбинезон, длинное нижнее белье и каска, надетые под костюм TECP, не являются обязательными.
  • УРОВЕНЬ B: (КРАСНАЯ ЗОНА) : Выберите, когда необходим самый высокий уровень защиты органов дыхания, но требуется меньший уровень защиты кожи. Это минимальная защита для рабочих, которым угрожает воздействие неизвестных химических опасностей или уровней выше IDLH или выше AEGL-2. Он отличается от уровня A тем, что включает в себя не герметизирующий, защищающий от брызг, химически стойкий брызгозащитный костюм, который обеспечивает защиту уровня A от жидкостей, но не является воздухонепроницаемым.
    • Сертифицированный NIOSH полнолицевой автономный дыхательный аппарат с ХБРН, работающий в режиме потребности по давлению, или респиратор с шлангом подачи воздуха по запросу с подачей воздуха со вспомогательным эвакуационным баллончиком.
    • Химически стойкий костюм с капюшоном, обеспечивающий защиту от агентов CBRN.
    • Химически стойкие перчатки (внешние).
    • Химически стойкие перчатки (внутренние).
    • Сапоги химически стойкие со стальным носком и голенищем.
    • Комбинезон, длинное нижнее белье, каска, надеваемая под химически стойкий костюм, и химически стойкие одноразовые бахилы, надеваемые поверх химически стойкого костюма, являются дополнительными предметами.
  • УРОВЕНЬ C: (ЖЕЛТАЯ ЗОНА) : Выберите, если известны загрязнение и концентрация загрязняющего вещества и соблюдены факторы критериев защиты органов дыхания для использования респираторов с очисткой воздуха (APR) или респираторов с механической очисткой воздуха (PAPR). Этот уровень подходит при обеззараживании пациента / пострадавшего.
    • Сертифицированный NIOSH плотно прилегающий ХБРН APR с противогазом баллонного типа или CBRN PAPR для уровней воздуха выше AEGL-2.
    • Сертифицированный NIOSH CBRN PAPR с свободно сидящей лицевой маской, капюшоном или шлемом и фильтром, или комбинация картриджа / фильтра для органических паров, кислого газа и твердых частиц, или респиратор непрерывного потока для уровней воздуха выше AEGL- 1.
    • Химически стойкий костюм с капюшоном, обеспечивающий защиту от агентов CBRN.
    • Химически стойкие перчатки (внешние).
    • Химически стойкие перчатки (внутренние).
    • Сапоги химически стойкие со стальным носком и голенищем.
    • Спасательная маска, маска для лица, комбинезон, длинное нижнее белье, каска, надеваемая под химически стойким костюмом, и химически стойкие одноразовые бахилы, надеваемые поверх химически стойкого костюма, являются дополнительными предметами.
  • УРОВЕНЬ D: (ЗЕЛЕНАЯ ЗОНА) : Выберите, когда загрязняющее вещество и его концентрация известны и концентрация ниже соответствующего предела воздействия на рабочем месте или ниже AEGL-1 в течение указанного времени.
    • Только комбинезон или другая рабочая одежда, обувь и перчатки.
  • ВРЕМЕННЫЙ КУРС : Воздействие белого фосфора может вызвать немедленные ожоги, которые медленно заживают. Системная токсичность от воздействия белого фосфора классически делится на 3 фазы. Первая фаза, желудочно-кишечная фаза, происходит от нескольких минут до 8 часов после воздействия белого фосфора. Шок во время этой фазы может быть достаточно серьезным, чтобы вызвать смерть через 24-48 часов.Вторая фаза, бессимптомная, следует за первой и длится от 8 часов до 3 дней. Третья фаза, фаза полиорганной недостаточности и повреждения центральной нервной системы, может начаться через 4-8 дней после начала второй фазы и может закончиться смертью.
  • ВЛИЯНИЕ КРАТКОВРЕМЕННОГО (МЕНЬШЕ 8 ЧАСОВ) ВОЗДЕЙСТВИЯ : Белый фосфор горит на воздухе и вызывает серьезные ожоги при контакте с кожей или глазами. Дым белого фосфора также вызывает раздражение глаз и дыхательных путей. Другие первоначальные неблагоприятные последствия для здоровья в первую очередь связаны с раздражением желудочно-кишечного тракта.
  • ВОЗДЕЙСТВИЕ В ГЛАЗА :
    • Пары белого фосфора вызывают сильное раздражение и ощущение инородного тела в глазах. Это приводит к чрезмерному слезоотделению (слезотечение), спастическим миганиям (блефароспазм) и повышенной чувствительности к свету (светобоязнь).
    • Частицы белого фосфора едкие и серьезно повреждают ткани. Они вызывают повреждение роговицы, в том числе перфорацию, воспаление внутренней части глазного яблока (эндофтальмит) и аномальное выворачивание века (эктропион).
  • ВОЗДЕЙСТВИЕ ПРИ ПРОГЛАТЫВАНИИ :
    • Стадия 1: Ощущение тепла или жгучей боли в горле и животе, сопровождающееся чувством сильной жажды; тошнота, рвота (рвота), диарея и сильная боль в животе; запах чеснока изо рта, рвоты и фекалий; рвотные массы и кал могут светиться (люминесцировать) и вызывать ожоги при контакте с кожей; смерть может наступить в течение 24-48 часов из-за полного сердечно-сосудистого коллапса.
  • ВОЗДЕЙСТВИЕ ПРИ ВДЫХАНИИ :
    • Ожидается раздражение глаз и верхних дыхательных путей.
    • Возможно замедленное накопление жидкости в легких (отек легких).
    • Также могут возникать (системные) эффекты на весь организм.
    • См. Воздействие проглатывания.
  • ВОЗДЕЙСТВИЕ НА КОЖУ :
    • Белый фосфор вызывает сильные болезненные ожоги от частичной (вторая степень) до полной толщины (третья степень), которые имеют характерный желтый цвет и запах чеснока. Дым может выходить из места ожога в результате продолжающегося горения белого фосфора или образования фосфорной кислоты.
    • Белый фосфор хорошо растворим в жирах и легко всасывается через кожу, что может вызвать (системные) эффекты на все тело.
    • См. Воздействие проглатывания
  • ВВЕДЕНИЕ : Цель дезактивации – обезопасить человека и / или его оборудование путем быстрого и эффективного физического удаления токсичных веществ. При обеззараживании следует соблюдать осторожность, поскольку абсорбированный агент может выделяться через одежду и кожу в виде газа.Ваш командир инцидента предоставит вам дезинфицирующие средства, специфичные для выпущенного агента или агента, который предположительно был освобожден.
  • КОРИДОР ОБЕЗЗАРАЖИВАНИЯ : Ниже приведены рекомендации по защите лиц, оказывающих первую помощь, из зоны высвобождения:
    • Расположите коридор дезактивации с подветренной стороны и вверх от горячей зоны. Теплая зона должна включать два дезактивационных коридора. Один коридор дезактивации используется для входа в теплую зону, а другой – для выхода из теплой зоны в холодную.Зона дезактивации для выхода должна располагаться с подветренной стороны и в гору от зоны, используемой для входа.
    • Рабочие зоны дезактивации должны носить соответствующие СИЗ. Подробную информацию см. В разделе СИЗ этой карты.
    • Раствор моющего средства и воды (который должен иметь значение pH не менее 8, но не должно превышать значение pH 10,5) должен быть доступен для использования в процедурах обеззараживания. Должны быть доступны мягкие щетки для удаления загрязнений с СИЗ. Для утилизации загрязненных СИЗ должны быть доступны прочные полиэтиленовые пакеты толщиной 6 мил с этикетками.
  • ИНДИВИДУАЛЬНАЯ ДЕКОНТАМИНАЦИЯ : Для дезактивации человека можно использовать следующие методы:
    • Дезактивация службы быстрого реагирования:
      • Начните мыть СИЗ лица, оказывающего первую помощь, с помощью мыльного раствора с прохладной водой и мягкой щетки. Всегда двигайтесь вниз (с головы до пят). Убедитесь, что вы попали во все области, особенно в складки на одежде. Вымойте и ополосните (прохладной водой) до полного удаления загрязнений.
      • Снимите СИЗ, перекатившись вниз (с головы до пят), и не снимайте СИЗ через голову.Удалите автономный дыхательный аппарат после удаления других средств индивидуальной защиты.
      • Вымойте СИЗ прохладной водой, чтобы удалить любые частицы белого фосфора, перед тем, как поместить их в маркированные прочные полиэтиленовые пакеты толщиной 6 мил.
    • Обеззараживание пациента / жертвы:
      • Уберите пациента / пострадавшего из зараженной зоны в коридор дезактивации.
      • Снимите всю одежду (по крайней мере, до нижнего белья) и поместите ее в прочный полиэтиленовый пакет толщиной 6 мил с этикеткой.
      • Тщательно вымойте и ополосните (холодной водой) загрязненную кожу пациента / пострадавшего, используя водный раствор с мылом. Будьте осторожны, чтобы не повредить кожу пациента / пострадавшего во время процесса дезинфекции, и закройте все открытые раны.
      • Накройте пациента / пострадавшего, чтобы предотвратить поражение электрическим током и потерю тепла.
      • Переместите пациента / пострадавшего в место, где может быть оказана неотложная медицинская помощь.
  • ОБЩАЯ ИНФОРМАЦИЯ : Первоначальное лечение в основном является поддерживающим.В случае воздействия на кожу или глаза, это включает немедленное удаление горящих частиц белого фосфора с глаз или кожи пациента / жертвы. Если кожа или глаза загрязнены белым фосфором, накройте их прохладной влажной тканью, чтобы избежать повторного возгорания.
  • АНТИДОТ : Не существует антидота от токсичности белого фосфора.
  • ГЛАЗ :
    • Немедленно удалите пациента / пострадавшего от источника воздействия.
    • Немедленно промойте глаза большим количеством прохладной воды в течение не менее 15 минут.
    • Держите открытые глаза прикрытыми влажным компрессом, чтобы предотвратить повторное возгорание частиц белого фосфора.
    • Избегайте применения мазей на липидной или масляной основе, которые могут увеличить абсорбцию белого фосфора.
    • Рассмотрите возможность применения наглазника, чтобы предотвратить прямое давление на глазное яблоко.
    • Немедленно обратитесь за медицинской помощью.
  • ПРОГЛАТЫВАНИЕ :
    • Немедленно удалите пациента / пострадавшего от источника воздействия.
    • Убедитесь, что дыхательные пути пациента / пострадавшего свободны.
    • Не вызывать рвоту (рвоту).
    • Наблюдайте за функцией сердца и оценивайте низкое кровяное давление (гипотония), нарушения сердечного ритма (аритмии) и снижение дыхательной функции (угнетение дыхания).
    • Обсудите: низкий уровень сахара в крови (гипогликемия), электролитные нарушения и низкий уровень кислорода (гипоксия).
    • Если наблюдаются признаки шока или низкого кровяного давления (гипотонии), начните внутривенное (IV) введение жидкости.
    • Немедленно обратитесь за медицинской помощью.
  • ВДЫХАНИЕ :
    • Немедленно удалите пациента / пострадавшего от источника воздействия.
    • Оцените функцию дыхания и пульс.
    • Убедитесь, что дыхательные пути пациента / пострадавшего свободны.
    • Если возникает одышка или дыхание затруднено (одышка), подайте кислород.
    • При необходимости поддерживайте вентиляцию легких. Всегда используйте барьер или устройство мешка-клапана-маски.
    • Если дыхание прекратилось (апноэ), сделайте искусственное дыхание.
    • Монитор респираторной недостаточности, респираторной недостаточности и скопления жидкости в легких (отек легких).
    • Наблюдать за пациентом / жертвой на предмет признаков общих (системных) эффектов и при необходимости назначать симптоматическое лечение.
    • Немедленно обратитесь за медицинской помощью.
  • КОЖА :
    • Немедленно удалите пациента / пострадавшего от источника воздействия.
    • См. Раздел «Обеззараживание» для получения информации о процедурах обеззараживания пациента / пострадавшего.
    • Погрузите пораженные участки кожи в холодную воду или постоянно накрывайте их влажной повязкой.
    • Интенсивное орошение холодной водой – лучший способ удалить белый фосфор, застрявший в коже.
    • Удалите видимые частицы белого фосфора при мытье большим количеством холодной воды или когда поверхность погружена в холодную воду.
    • Использование холодной воды имеет решающее значение, но следует также соблюдать осторожность, чтобы защитить пациента / пострадавшего от переохлаждения.
    • Немедленно поместите все удаленные частицы белого фосфора в емкость с холодной водой, чтобы снизить риск для медицинского персонала и других лиц.
    • Избегайте применения мазей на липидной или масляной основе, которые могут увеличить абсорбцию белого фосфора.
    • Наблюдать за пациентом / жертвой на предмет признаков общего (системного) воздействия.
    • При появлении признаков отравления всего тела (системного) см. Рекомендации по лечению в разделе «Проглатывание».
    • Немедленно обратитесь за медицинской помощью.
  • ЛЕЧЕНИЕ : Гипотонию следует лечить с помощью внутривенного введения жидкостей. Приступы следует лечить бензодиазепинами. При проглатывании или обширном контакте с кожей низкий уровень кальция в крови (гипокальциемия) следует скорректировать с помощью глюконата кальция внутривенно (доза для взрослых и детей: от 0,1 до 0,2 мл / кг до 10 мл / доза 10% раствора; повторите дозу, если необходимо) или хлорид кальция. Некоторым пациентам / жертвам с ненормальным сердечным ритмом может потребоваться применение электрошока (кардиоверсия) для восстановления нормального сердцебиения, а также дополнительное лечение.При воздействии на кожу визуализация частиц фосфора может быть улучшена под действием источника ультрафиолетового (УФ) света (черный свет, лампа Вуда). Частицы фосфора должны светиться (флуоресцировать) в УФ-свете. Погрузив открытые участки в холодную воду (во избежание возгорания), осторожно удалите все видимые частицы фосфора (незакрепленные или въевшиеся). Использование холодной воды может вызвать переохлаждение. Следует принять меры для предотвращения переохлаждения. Удаляемые частицы фосфора должны быть помещены в емкости, заполненные холодной водой, чтобы предотвратить риск для медицинского персонала и других лиц.При попадании в глаза необходима консультация офтальмолога.
  • ЗАДЕРЖИВАЕМЫЕ ВЛИЯНИЕ ВОЗДЕЙСТВИЯ : Стадия 2: Если пациент / жертва выживает на стадии 1, клиническое улучшение и перерыв в отсутствии симптомов наступают в течение нескольких дней.
    Стадия 3: тошнота, рвота (с кровью; рвота) и диарея; увеличение и болезненность печени и клинические признаки поражения печени; кровеносные сосуды становятся хрупкими, и кровь перестает свертываться должным образом, что приводит к кровотечению на коже, слизистых оболочках и различных органах; тяжелое поражение и недостаточность почек; судороги, делирий и кома; сердечно-сосудистый коллапс; смерть может наступить в течение 4-8 дней.
  • ВЛИЯНИЕ ХРОНИЧЕСКОГО ИЛИ МНОГОКРАТНОГО ВОЗДЕЙСТВИЯ : Белый фосфор не классифицируется как канцероген. Однако не предполагается, что это канцероген. Неизвестно, увеличивает ли хроническое или повторяющееся воздействие белого фосфора риск репродуктивной токсичности или токсичности для развития. Хроническое промышленное вдыхание паров белого фосфора привело к появлению таких симптомов, как общая инвалидность, воспаление крупных дыхательных путей (бронхит), анемия, физическое истощение и недоедание (кахексия), а также разрушение костей челюсти, которое называется «фоснистой челюстью». или «челюсть Люцифера.”
  • МЕСТО АВАРИИ :
    • Проконсультируйтесь с командиром инцидента относительно рассредоточенного агента, метода распространения, уровня требуемых средств индивидуальной защиты, местоположения, географических сложностей (если таковые имеются) и приблизительного количества останков.
    • Координировать обязанности и подготовиться к выходу на место происшествия в составе группы оценки вместе с техником ФБР по HazMat, местным специалистом по доказательствам правоохранительных органов и другим соответствующим персоналом.
    • Начать отслеживание остатков с помощью водонепроницаемых меток.
  • ВОССТАНОВЛЕНИЕ И МОРГ НА МЕСТЕ :
    • Носите СИЗ до тех пор, пока все остатки не будут признаны чистыми.
    • Создать предварительный морг.
    • Соберите улики и поместите их в непроницаемый контейнер с четкой маркировкой. Передайте любые доказательства ФБР.
    • Снимайте и помечайте личные вещи.
    • Выполните тщательную внешнюю оценку и предварительную идентификационную проверку.
    • Процедуры обеззараживания см. В разделе «Обеззараживание».
    • Обеззараживать останки, прежде чем они будут удалены с места происшествия.

Подробные рекомендации см. В Руководстве по борьбе с массовыми смертями во время террористических актов с участием химических агентов, солдат армии США и биологического химического командования (SBCCOM), ноябрь 2001 г.

Пределы воздействия на рабочем месте

  • NIOSH REL :
  • OSHA PEL :
  • ACGIH TLV :
  • NIOSH IDLH : 5 мг / м 3
  • DOE TEEL :
    • ТЕЭЛ-0: 0.1 мг / м 3
    • TEEL-1: 0,3 мг / м 3
    • TEEL-2: 3 мг / м 3
    • TEEL-3: 5 мг / м 3
  • АМСЗ ERPG :
    • ERPG-1: Не установлено / определено
    • ERPG-2: Не установлено / не определено
    • ERPG-3: Не установлено / не определено

Рекомендации по острому воздействию [Предлагаемые]

Рекомендации по острому воздействию [Предлагаемые]
10 мин. 30 мин. 60 мин. 4 часа 8 часов
AEGL 1
(дискомфорт, не выводящий из строя) – мг / м 3
6.7 мг / м 3 4,7 мг / м 3 3,7 мг / м 3 0,93 мг / м 3 0,47 мг / м 3
AEGL 2
(необратимые или другие серьезные, длительные эффекты или нарушение способности к побегу) – мг / м 3
20 мг / м 3 14 мг / м 3 11 мг / м 3 2,8 мг / м 3 1,4 мг / м 3
AEGL 3
(опасные для жизни последствия или смерть) – мг / м 3
85 мг / м 3 59 мг / м 3 47 мг / м 3 12 мг / м 3 5.9 мг / м 3

ПРИМЕЧАНИЕ, ЧТО ЗНАЧЕНИЯ ПРИНЯТЫ В мг / м3, а НЕ ppm.

Документ технической поддержкиpdf iconexternal icon

ВАЖНОЕ ПРИМЕЧАНИЕ: Предлагаемые AEGL создаются после рассмотрения и рассмотрения Национальным консультативным комитетом AEGL (NAC / AEGL) проектов AEGL. Предлагаемые AEGL доступны для использования организациями в ожидании комментариев общественности, экспертной оценки NRC / NAS и публикации окончательных AEGL. Изменения в предлагаемых значениях и документах технической поддержки могут произойти до того, как AEGL станут промежуточными значениями. В некоторых случаях пересмотренные предлагаемые значения могут быть размещены на этом веб-сайте, но пересмотренный предлагаемый документ технической поддержки для химического вещества может быть изменен. (Дополнительную информацию можно получить с помощью внешнего значка AEGL Processe).

Дезактивация (окружающая среда и оборудование)

  • ОКРУЖАЮЩАЯ СРЕДА / УТИЛИЗАЦИЯ РАЗЛИВОВ : Для дезактивации окружающей среды / удаления разливов можно использовать следующие методы:
    • По возможности не прикасайтесь к пролитому веществу и не проходите через него.Однако при необходимости персонал должен носить соответствующие СИЗ во время дезактивации окружающей среды. Подробную информацию см. В разделе СИЗ этой карты.
    • Храните горючие вещества (например, дерево, бумагу и масло) вдали от пролитого агента. Используйте водное распыление, чтобы уменьшить испарения или отвести облако пара. Избегайте попадания сточных вод с разлитым агентом.
    • Не направляйте воду на место разлива или источник утечки.
    • Остановите утечку, если это возможно без риска для персонала, и поверните протекающие емкости так, чтобы выходил газ, а не жидкость.
    • Не допускайте попадания в водные пути, канализацию, подвалы или закрытые пространства.
    • Изолируйте участок до тех пор, пока не разойдется газ.
    • Проветрите помещение.
  • ОБОРУДОВАНИЕ : Агенты могут проникать в щели оборудования, что делает его опасным для обращения с ним. Для дезактивации оборудования можно использовать следующие методы:
    • Не установлено / определено
  • Химическая формула:
    P 4
  • Растворимость в воде:
    Растворимость
  • Точка кипения:
    536 ° F (280 ° C)
  • Плотность:
    Твердое тело: 1.83 г / см 3 при 20 ° C (68 ° F)
    Пар: 4,42 (воздух = 1)
  • Воспламеняемость:
    Горючий
  • Температура вспышки:
    68 ° F (20 ° C)
  • Потенциал ионизации:
    Не установлено / не определено
  • Log K бензол-вода :
    Не установлено / не определено
  • Log K ow (оценка):
    -0,27
  • Точка плавления:
    111 ° F (44,1 ° C)
  • Молекулярная масса:
    124.0
  • Растворим в:
    Спирты
    Основы
  • Удельный вес:
    1,82
  • Давление пара:
    0,026 мм рт. Ст. При 20 ° C (68 ° F)
    0,181 мм рт. Ст. При 44,1 ° C (111 ° F)
  • Волатильность:
    Летучесть

Предупреждающие таблички / таблички об опасных материалах

  • Отгрузочное наименование:
    Фосфор, белый, сухой (1381)
    Фосфор, белый, под водой (1381)
    Фосфор, белый, в растворе (1381)
    Фосфор, желтый, сухой (1381)
    Фосфор, желтый, под водой (1381)
    Фосфор, желтый, в растворе (1381)
    Фосфор, белый, расплавленный (2447)
  • Идентификационный номер:
    1381 (Направляющая 136)
    2447 (Направляющая 136)
  • Класс или подкласс опасности:
    4.2
  • Дополнительный класс или подкласс опасности:
    6,1
  • Этикетка:
    Самовозгорающийся
    Яд (токсичный)
  • Изображение на табличке:

Торговые наименования и другие синонимы

  • Амгард КТК
  • Bonide Убийца синей смертоносной крысы
  • Exolit 385, 405
  • Экзолит ЛПКН, ЛПКН 275
  • Exolit RP 605, 650, 652, 654
  • Экзолит ВПК-Н 361
  • Fosforo bianco (итальянский)
  • Гельбер-фосфор (немецкий)
  • Хисигадо
  • Hishigado AP, CP, NP10 или PL
  • Hostaflam RP 602, 614, 622 или 654
  • Мастерет 70450
  • Nova Sol R 20
  • Novaexcel 140, 150, F 5, ST 100, ST 140 или ST 300
  • Novared 120UF, 120UFA, 120VFA, 140, 280, C 120 или F5
  • NVE 140
  • Phosphore blanc (французский)
  • Фосфор (белый)
  • Фосфор белый расплавленный (сухой)
  • Фосфор-31
  • Rat-Nip
  • Tetrafosfor (голландский)
  • Тетрафосфор
  • Люминофор Weiss (немецкий)

К кому обращаться в экстренных случаях

В случае отравления немедленно позвоните в токсикологический центр по телефону 1-800-222-1222.Если отравленный человек не может проснуться, ему трудно дышать или у него судороги, позвоните в службу экстренной помощи 911.

Для получения информации о том, к кому обращаться в экстренных случаях, посетите веб-сайт CDC по адресу Emergency.cdc.gov или позвоните на горячую линию CDC для общественных служб по телефону (888) 246-2675 (английский), (888) 246-2857 (испанский) или (866) 874-2646 (телетайп).

Перед использованием пользователь должен проверить соответствие карт действующему государственному или территориальному законодательству. NIOSH, CDC 2003.

Управление почвенными ресурсами

В тропиках фосфор часто является наиболее ограничивающим питательным веществом для растений.

  • Это в первую очередь связано с проблемами управления фосфором.
  • В растениях концентрация фосфора колеблется в пределах 0,1-0,5%.

Формы и функции фосфора

Формы фосфора, доступные для поглощения растениями
  • Ортофосфаты, H 2 PO 4 и HPO 4 2–, являются основными формами фосфора, усваиваемыми растениями.
  • Когда pH почвы меньше 7,0, H 2 PO 4 является преобладающей формой в почве.
  • Хотя некоторые формы органического фосфора встречаются реже, они также могут напрямую поглощаться растениями.
Функции фосфора в растениях

Фосфор участвует во многих производственных процессах, в том числе:

  • Реакции передачи энергии
  • Развитие репродуктивных структур
  • Зрелость урожая
  • Рост корня
  • Синтез белка

Цикл фосфора

В отличие от азота, атмосфера не содержит фосфора.Вместо этого ортофосфаты происходят в основном из первичных и вторичных минералов и / или из органических источников. Однако цикл фосфора ни в коем случае не менее сложен, чем цикл азота, и есть много факторов, которые влияют на доступность фосфора в почве. На приведенной ниже диаграмме показан цикл фосфора.


Рисунок 11 . Представление цикла фосфора.

Поглощение фосфора корнями растений

Корни растений поглощают фосфор из почвенного раствора.По сравнению с другими макроэлементами концентрация фосфора в почвенном растворе намного ниже и составляет от 0,001 мг / л до 1 мг / л (Brady and Weil, 2002). Как правило, корни поглощают фосфор в форме ортофосфата, но также могут поглощать некоторые формы органического фосфора. Фосфор перемещается к поверхности корня путем диффузии. Однако присутствие микоризных грибов, которые развивают симбиотические отношения с корнями растений и распространяют нитевидные гифы в почву, может увеличить поглощение фосфора, особенно в кислых почвах с низким содержанием фосфора.

Для получения дополнительной информации о микоризных грибах и их использовании на Гавайях щелкните ссылку ниже:
http://www.ctahr.hawaii.edu/oc/freepubs/pdf/pnm14.pdf

Сорбция и десорбция фосфора

P-сорбция происходит, когда ортофосфаты H 2 PO 4 и HPO 4 2– плотно связываются с частицами почвы.

Поскольку фосфат является анионом, частицы, генерирующие анионообменную способность , будут образовывать прочные связи с фосфатом.

Частицы с анионообменной емкостью:
  • Оксиды алюминия и железа
  • Сильно выветрившиеся каолиновые глины (в кислых условиях)
  • Аморфные материалы.

Эти частицы обычно встречаются во многих наиболее сильно выветренных почвах и вулканических почвах с сильным выветриванием на Гавайях. Поскольку сорбция фосфора приводит к снижению доступного для растений фосфора, сорбция фосфора может стать серьезной проблемой для многих почв Гавайев.

Кроме того, в известковых почвах может происходить Р-сорбция, когда фосфаты сорбируются примесями, такими как гидроксиды алюминия и железа, или вытесняют карбонаты в минералах карбоната кальция.

Факторы, влияющие на сорбцию фосфора
  • Тип минерала почвы : Минералогия почвы оказывает большое влияние на сорбцию фосфора.
    • Вулканические почвы имеют тенденцию к наибольшей сорбции фосфора из всех почв, поскольку вулканические почвы содержат большое количество аморфного материала.
    • После вулканических почв, сильно выветрившиеся почвы (такие как оксисоли и ультисоли) обладают следующей наибольшей способностью к сорбции фосфора. Это связано с наличием большого количества оксидов алюминия и железа и сильно выветрившихся каолиновых глин.
    • С другой стороны, менее выветрившиеся почвы и органические почвы обладают низкой способностью сорбции фосфора.
  • Количество глины : По мере увеличения количества глины в почве увеличивается и сорбционная способность фосфора.Это связано с тем, что частицы глины имеют огромную площадь поверхности, на которой может происходить сорбция фосфатов.
  • pH : При низком pH почвы содержат большее количество алюминия в почвенном растворе, который образует очень прочные связи с фосфатом. Фактически, почва связывает в два раза больше фосфора в кислых условиях, и эти связи в пять раз прочнее.
  • Температура : Обычно сорбция фосфора увеличивается с повышением температуры.

Факторы, снижающие сорбцию фосфора:

  • Другие анионы , такие как силикаты, карбонаты, сульфаты, арсенат и молибдат , конкурируют с фосфатом за положение на сайте анионного обмена. В результате эти анионы могут вызывать перемещение или десорбцию фосфата из места обмена почвы. Десорбция увеличивает доступность фосфатов в почвенном растворе.
  • Органическое вещество увеличивает доступность фосфора четырьмя способами.
    • Во-первых, органическое вещество образует комплексы с органическим фосфатом, который увеличивает поглощение фосфата растениями.
    • Во-вторых, органические анионы также могут вытеснять сорбированный фосфат.
    • В-третьих, гумус покрывает оксиды алюминия и железа, что снижает сорбцию фосфора.
    • Наконец, органическое вещество также является источником фосфора в результате реакций минерализации.
  • Затопление почвы снижает сорбцию фосфора за счет увеличения растворимости фосфатов, связанных с оксидами алюминия и железа и аморфными минералами.

Осаждение и растворение фосфатов

Осаждение фосфата – это процесс, при котором фосфор вступает в реакцию с другим веществом с образованием твердого минерала.

Напротив, растворение фосфатных минералов происходит, когда минерал растворяется и выделяет фосфор.

Реакции осаждения и растворения сильно влияют на доступность фосфатов в почве.

  • Фосфатные минералы могут со временем растворяться, пополняя фосфатный раствор в почвенном растворе.Эта реакция увеличивает доступность фосфора.
  • С другой стороны, фосфатные минералы образуются при удалении фосфата из почвенного раствора. Эта реакция снижает доступность фосфора.
  • Однако и осаждение, и растворение – очень медленные процессы.
Растворимость фосфатных минералов

Растворимость фосфатных минералов очень зависит от pH почвы.

  • Уровень pH почвы для оптимальной доступности фосфора равен 6.5
  • При высоком или нейтральном pH фосфат реагирует с кальцием с образованием минералов, таких как апатит.
  • В кислых условиях фосфор может реагировать с алюминием и железом с образованием минералов, таких как штренгит и варесит.

Минерализация и иммобилизация фосфатов

В средней почве около 50% общего фосфора составляют органические вещества. Таким образом, почвенный органический фосфор является очень важным аспектом цикла P.

Различные источники органического фосфора включают
  • Фитин
  • Нуклеиновые кислоты
  • Фосфолипиды

Подобно азоту, органический фосфор превращается в неорганический фосфат в процессе минерализации.

Иммобилизация неорганического фосфата, напротив, является обратной реакцией минерализации. Во время иммобилизации микроорганизмы превращают неорганические формы в органический фосфат, который затем встраивается в их живые клетки.

Минерализация и иммобилизация фосфора происходят в почве одновременно. В конечном итоге соотношение C: P определяет, есть ли чистая минерализация или чистая иммобилизация.

  • Когда соотношение C: P меньше 200: 1, преобладает чистая минерализация. Чистая минерализация указывает на то, что в почве достаточно фосфора для поддержания растений и микроорганизмов.
  • Когда соотношение C: P составляет от 200: 1 до 300: 1, скорости иммобилизации и минерализации примерно равны.
  • Когда соотношение C: P больше 300: 1, происходит чистая иммобилизация. Во время иммобилизации фосфора недостаточно для поддержания жизнедеятельности как растений, так и микроорганизмов; Таким образом, микроорганизмы собирают почву на наличие P.
Факторы, влияющие на минерализацию и иммобилизацию

Факторы, влияющие на минерализацию и иммобилизацию фосфора, те же, что и на минерализацию и иммобилизацию азота:

  • Температура
  • Влажность
  • Аэрация
Управление фосфором – P-фиксация

Р-фиксация – это термин, который используется для описания как сорбции фосфора, так и осаждения фосфора.Поскольку и сорбция фосфора, и осаждение фосфора снижают доступность фосфора, почва с высокой способностью связывания фосфора имеет меньше доступного фосфора после внесения удобрений, чем почва с низкой способностью связывания фосфора.

Другими словами, когда одно и то же количество удобрений вносится в вулканическую почву и умеренно выветренную лугопастбищную почву, вулканическая почва имеет меньше доступного фосфора из-за его большей способности к связыванию фосфора.

Как определить, сколько фосфора нужно добавить?

Ответ заключается в том, что мы должны учитывать способность конкретной почвы фиксировать фосфор.Для некоторых почв Гавайев исследователи определили способность фиксации фосфора при добавлении в почву различных уровней фосфора. Эта информация позволяет нам предсказать, сколько фосфора необходимо добавить в почву для достижения целевого уровня фосфора. Чтобы просмотреть кривые сорбции фосфора для выбранных почв, щелкните ссылку ниже:
http://www.ctahr.hawaii.edu/oc/freepubs/pdf/pnm9.pdf

Выщелачивание и сток фосфора

В округе Мауи и других тропических регионах сильно выветрившиеся почвы часто не содержат фосфора, необходимого для роста растений.Эта проблема еще больше усугубляется тем, что в сельскохозяйственных системах могут наблюдаться потери фосфора в результате ветровой эрозии и сточных вод. Эрозия ветром может переносить частицы, содержащие сорбированный P, в водные системы, где фосфор может позже десорбироваться. Отложения, содержащие фосфор, также могут загрязнять грунтовые и / или поверхностные воды. Кроме того, доступность фосфора снижается за счет удаления растительного материала (который может служить источником органического фосфора) во время сбора урожая.

Хотя выщелачивание фосфора обычно ограничено в большинстве почв Гавайев из-за их высоких характеристик связывания фосфора, выщелачивание фосфора может происходить, если почва достигает максимальной удерживающей способности фосфора, особенно при избыточном внесении фосфорных удобрений.Наиболее подвержены вымыванию фосфора песчаные почвы. Следствием выщелачивания фосфора является загрязнение запасов грунтовых вод.

Для получения дополнительной информации о возможных эффектах избытка фосфора щелкните ссылку ниже:
http://www.ctahr.hawaii.edu/oc/freepubs/pdf/pnm1.pdf

Фосфор (P) – химические свойства, воздействие на здоровье и окружающую среду

Фосфор – это поливалентный неметалл группы азота.Он встречается в природе в нескольких аллотропных формах и является важным элементом для жизни организмов.

Существует несколько форм фосфора, называемых белым, красным и черным фосфором, хотя их цвета, скорее всего, будут немного отличаться. Белый фосфор производится промышленным способом; он светится в темноте, самовоспламеняется при контакте с воздухом и является смертельным ядом. Красный фосфор может иметь цвет от оранжевого до пурпурного из-за незначительных изменений в его химической структуре.Третья форма, черный фосфор, создается под высоким давлением, выглядит как графит и, как и графит, обладает способностью проводить электричество.

Области применения

Концентрированные фосфорные кислоты используются в удобрениях для сельского хозяйства и сельскохозяйственного производства. Фосфаты используются для изготовления специальных стекол, натриевых ламп, в производстве стали, в военных целях (зажигательные бомбы, дымовые завесы и т. Д.), А также в других областях, таких как пиротехника, пестициды, зубная паста, моющие средства.

Фосфор в окружающей среде

В естественном мире фосфор никогда не встречается в чистом виде, а только в виде фосфатов, которые состоят из атома фосфора, связанного с четырьмя атомами кислорода. Он может существовать в виде отрицательно заряженного фосфат-иона (PO 4 3-), как это происходит в минералах, или в виде органофосфатов, в которых есть органические молекулы, присоединенные к одному, двум или трем атомам кислорода.

Количество фосфора, естественно присутствующего в пище, значительно варьируется, но может достигать 370 мг / 100 г в печени или может быть низким, как в растительных маслах.Продукты, богатые фосфором, включают тунец, лосось, сардины, печень, индейку, курицу, яйца и сыр (200 г / 100 г).

Существует много фосфатных минералов, наиболее распространенными являются формы апатита. Фторапатит – это месторождения, которые разрабатываются наиболее активно. Основные районы добычи – Россия, США, Марокко, Тунис, Того и Науру. Мировое производство составляет 153 миллиона тонн в год. Есть опасения, как долго продержатся эти отложения фосфора. В случае истощения может возникнуть серьезная проблема для мирового производства продуктов питания, поскольку фосфор является важным ингредиентом удобрений.

В океанах концентрация фосфатов очень низкая, особенно на поверхности. Частично причина кроется в нерастворимости фосфатов алюминия и кальция, но в любом случае в океанах фосфат быстро расходуется и попадает в глубины в виде органических остатков. В реках и озерах может быть больше фосфатов, что приводит к чрезмерному росту водорослей. Дополнительные сведения см. В разделе «Воздействие фосфора на окружающую среду».

Фосфор чаще всего встречается в окружающей среде в виде фосфатов.Фосфаты являются важными веществами в организме человека, потому что они являются частью материалов ДНК и участвуют в распределении энергии. Фосфаты также часто встречаются в растениях.

Фосфат – это диетическая потребность, рекомендуемая доза составляет 800 мг / день, нормальная диета обеспечивает от 1000 до 2000 мг / день, в зависимости от того, в какой степени употребляются продукты, богатые фосфатами.

Люди радикально изменили естественное поступление фосфатов, добавив в почву богатые фосфатами удобрения и используя фосфатсодержащие моющие средства.Фосфаты также добавлялись в ряд пищевых продуктов, таких как сыр, колбасы и ветчина.

Слишком большое количество фосфата может вызвать проблемы со здоровьем, такие как повреждение почек и остеопороз. Также может возникнуть нехватка фосфатов. Это вызвано широким применением лекарств. Слишком мало фосфатов может вызвать проблемы со здоровьем.

Фосфор в чистом виде имеет белый цвет. Белый фосфор – самая опасная из известных нам форм фосфора. Когда белый фосфор встречается в природе, это может быть серьезной опасностью для нашего здоровья.Белый фосфор чрезвычайно ядовит, и во многих случаях его воздействие приводит к летальному исходу.

В большинстве случаев люди, умершие от воздействия белого фосфора, случайно проглотили крысиный яд. Перед смертью от воздействия белого фосфора люди часто испытывают тошноту, спазмы желудка и сонливость.

Белый фосфор может вызвать ожоги кожи. При горении белый фосфор может вызвать повреждение печени, сердца или почек.

Белый фосфор

Белый фосфор попадает в окружающую среду, когда промышленность использует его для производства других химикатов и когда армия использует его в качестве боеприпасов.Белый фосфор в результате сброса сточных вод попадает в поверхностные воды вблизи предприятий, которые его используют.

Белый фосфор вряд ли распространится, потому что он довольно быстро реагирует с кислородом. Когда фосфор попадает в воздух через выхлопные газы, он обычно сразу же вступает в реакцию с кислородом, превращаясь в менее вредные частицы. Однако, когда частицы фосфора находятся в воздухе, они могут иметь защитное покрытие, предотвращающее химические реакции.

В воде белый фосфор не реагирует с другими частицами так быстро, и в результате он будет накапливаться в телах водных организмов.В почве фосфор будет оставаться в течение нескольких дней, прежде чем он превратится в менее вредные вещества. Но в глубоких почвах и на дне рек и озер фосфор может оставаться около тысячи лет.

Фосфаты

Фосфаты оказывают большое влияние на организмы. Эти эффекты в основном являются последствиями выбросов большого количества фосфатов в окружающую среду в результате добычи полезных ископаемых и возделывания земель. Во время очистки воды фосфаты часто не удаляются должным образом, поэтому при обнаружении в поверхностных водах они могут распространяться на большие расстояния.

Из-за постоянного добавления фосфатов человеком и превышения естественных концентраций цикл люминофора сильно нарушен.

Повышение концентрации фосфора в поверхностных водах способствует росту фосфат-зависимых организмов, таких как водоросли и ряска. Эти организмы используют большое количество кислорода и предотвращают попадание солнечного света в воду. Это делает воду непригодной для жизни других организмов. Это явление широко известно как эвтрофикация.



Вернуться к периодической таблице элементов.

Для получения дополнительной информации о месте фосфора в окружающей среде перейдите к циклу фосфора .

Рекомендуемая суточная доза фосфора


«Пирамида фосфора»: визуальный инструмент для контроля фосфатов с пищей у диализных пациентов и пациентов с ХБП | BMC Nephrology

  • 1.

    Chiroli S, Mattin C, Belozeroff V, Perrault L, Mitchell D, Gioni I: Влияние минеральных и костных заболеваний на использование ресурсов здравоохранения и связанные с этим расходы в популяции диализной системы медицинского обслуживания Fresenius в Европе: ретроспектива когортное исследование. BMC Nephrol 2012, 13: 140. DOI: 10.1186 / 1471–2369–13–140 10.1186 / 1471-2369-13-140

    Статья PubMed PubMed Central Google ученый

  • 2.

    Galassi A, Cupisti A, Santoro A, Cozzolino M: Баланс фосфатов при ESRD: диета, диализ и связывающие средства против явно маскированного пула с низкой очевидностью. J Nephrol 2014. Epub перед печатью

    Google ученый

  • 3.

    Moe SM, Zidehsarai MP, Chambers MA, Jackman LA, Radcliffe JS, Trevino LL, et al. .: Вегетарианец по сравнению с мясным диетическим источником белка и гомеостазом фосфора при хронической болезни почек. Clin J Am Soc Nephrol 2011, 6 (2) : 257–64. 10.2215 / CJN.05040610

    CAS Статья PubMed PubMed Central Google ученый

  • 4.

    Калантар-Заде К., Гутекунст Л., Мехротра Р., Ковесды С.П., Бросс Р., Шинабергер С.С., и др. .: Понимание источников диетического фосфора при лечении пациентов с хроническим заболеванием почек. Clin J Am Soc Nephrol 2010, 5: 519–30. 10.2215 / CJN.06080809

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 5.

    Cupisti A, D’Alessandro C: Влияние известных и неизвестных пищевых компонентов на потребление фосфора. G Итал Нефрол 2011, 28 (3) : 278–88.

    PubMed Google ученый

  • 6.

    Куписти А., Калантар-Заде К: Управление естественным и дополнительным фосфорным фосфором при заболеваниях почек. Семин Нефрол 2013, 33 (2) : 180–90. 10.1016 / j.semnephrol.2012.12.018

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 7.

    Карп Х., Экхольм П., Кеми В., Итконен С., Хирвонен Т., Няркки С., и др. .: Различия в содержании общего и усвояемого in vitro фосфора в растительной пище и напитках. J Ren Nutr 2012, 22 (4) : 416–22. 10.1053 / j.jrn.2011.04.004

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 8.

    Карп Х., Экхольм П., Кеми В., Хирвонен Т., Ламберг-Аллардт С: Различия в содержании общего и усваиваемого in vitro фосфора в мясных и молочных продуктах. J Ren Nutr 2012, 22 (3) : 344–9.10.1053 / j.jrn.2011.07.004

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 9.

    Jones WL: Деминерализация широкого спектра пищевых продуктов для почечных пациентов. J Ren Nutr 2001, 11: 90–6. 10.1016 / S1051-2276 (01) 38751-4

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 10.

    Cupisti A, Comar F, Benini O, Lupetti S, D’Alessandro C, Barsotti G, et al .: Влияние кипячения на потребление фосфатов и азота с пищей. J Ren Nutr 2006, 16: 36–40. 10.1053 / j.jrn.2005.10.005

    Статья PubMed Google ученый

  • 11.

    Benini O, D’Alessandro C, Gianfaldoni D, Cupisti A: Экстрафосфатная нагрузка из пищевых добавок в обычно потребляемых продуктах: почечная и коварная опасность для почечных пациентов. J Ren Nutr 2011, 21: 303–8.10.1053 / j.jrn.2010.06.021

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 12.

    Шерман Р.А., Мехта O: Диетический фосфор у диализных пациентов: потенциальное влияние обработанного мяса, птицы и рыбных продуктов как источников белка. Am J Kidney Dis 2009, 54: 18–23. 10.1053 / j.ajkd.2009.01.269

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 13.

    Cupisti A, Benini O, Ferretti V, Gianfaldoni D, Kalantar-Zadeh K: Новый метод дифференциального измерения естественного и добавленного фосфора в вареной ветчине с консервантами или без них. J Ren Nutr 2012, 22 (6) : 533–40. 10.1053 / j.jrn.2011.12.010

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 14.

    Леон Дж. Б., Салливан С. М., Сегал А. Р.: Распространенность фосфорсодержащих пищевых добавок в наиболее продаваемых продуктах питания в продуктовых магазинах. J Ren Nutr 2013, 23 (4) : 265–70. 10.1053 / j.jrn.2012.12.003

    Статья PubMed PubMed Central Google ученый

  • 15.

    Carrigan A, Klinger A, Choquette SS, Luzuriaga-McPherson A, Bell EK, Darnell B, et al .: Вклад пищевых добавок в содержание натрия и фосфора в диетах, богатых обработанными пищевыми продуктами. J Ren Nutr 2014, 24 (1) : 13–9.10.1053 / j.jrn.2013.09.003

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 16.

    Даугирдас Дж. Т., Финн В. Ф., Эммет М., Чертов Г. М., Группа исследования сети частого гемодиализа: Эквивалентная доза фосфатного связующего. Semin Dial 2011, 24 (1) : 41–9. 10.1111 / j.1525-139X.2011.00849.x

    Артикул PubMed Google ученый

  • 17.

    Sullivan C, Sayre SS, Leon JB, Machekano R, Love TE, Porter D, et al .: Влияние пищевых добавок на гиперфосфатемию у пациентов с терминальной стадией почечной недостаточности: рандомизированное контролируемое исследование. JAMA 2009, 301 (6) : 629–35. 10.1001 / jama.2009.96

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 18.

    Pollock JB, Jaffery JB: Знание фосфора по сравнению с другими питательными веществами у пациентов на поддерживающем диализе. J Ren Nutr 2007, 17 (5) : 323–8. 10.1053 / j.jrn.2007.05.009

    Статья PubMed PubMed Central Google ученый

  • 19.

    Куписти А., Ферретти В., Д’Алессандро С., Петроне I, Ди Джорджио А., Меола М., и др. .: Знания о питании пациентов и медсестер, находящихся на гемодиализе: акцент на фосфор. J Ren Nutr 2012, 22 (6) : 541–6.10.1053 / j.jrn.2011.11.003

    CAS Статья PubMed Google ученый

  • 20.

    Shutto Y, Shimada M, Kitajima M, Yamabe H, Saitoh Y, Saitoh H, et al .: Недостаточная осведомленность пациентов с хроническим заболеванием почек о продуктах питания и напитках, содержащих искусственно добавленный фосфат. PLoS One 2013, 8 (11) : e78660. 10.1371 / journal.pone.0078660

    Статья PubMed PubMed Central Google ученый

  • 21.

    Caldeira D, Amaral T, David C, Sampaio C: Образовательные стратегии по снижению сывороточного фосфора у пациентов с гиперфосфатемией и хроническим заболеванием почек: систематический обзор с метаанализом. J Ren Nutr 2011, 21 (4) : 285–94. 10.1053 / j.jrn.2010.11.006

    Статья PubMed Google ученый

  • 22.

    Kuhlmann MK, Hoechst S, Landthaler I: Расширение возможностей пациентов в управлении гиперфосфатемией. Int J Artif Organs 2007, 30 (11) : 1008–13.

    CAS PubMed Google ученый

  • 23.

    Калантар-Заде К: Обучение пациентов управлению фосфором при хронической болезни почек. Пациенты предпочитают приверженность 2013, 7: 379–90.

    Артикул PubMed PubMed Central Google ученый

  • 24.

    Yuexian S, Zhao Y, Liu J, Hou Y, Zhao Y: Образовательное вмешательство при метаболической болезни костей у пациентов с хроническим заболеванием почек: систематический обзор и метаанализ. J Ren Nutr 2014. Epub перед печатью

    Google ученый

  • 25.

    ХБП и питание: Национальная образовательная программа по заболеваниям почек . Министерство здравоохранения и социальных служб США; http://nkdep.nih.gov/identify-manage/ckd-nutrition.shtml

  • 26.

    Национальный фонд почек: Clinical Tools. http://www.kidney.org/professionals/CRN/ClinicalTools

  • 27.

    Nutrizione в Нефрологии http://www.renalgate.it/nutnef.htm

  • 28.

    Рекомендации по питанию на основе пищевых продуктов в Европе. Обзор Eufic . 2009, 10.. По состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.eufic.org

  • 29.

    ФАО / ВОЗ: Подготовка и использование рекомендаций по питанию на основе пищевых продуктов.Отчет о совместной консультации ФАО / ВОЗ . Никосия (Кипр): ВОЗ; 1996. [цитируется 15 декабря 2013 г.]. Доступно по адресу: http://www.fao.org/docrep/x0243e/x0243e00.htm

    Google ученый

  • 30.

    Валлийский С., Дэвис К., Шоу А: Разработка пирамиды пищевых гидов. Nutr Сегодня 1992, 6: 12–23.

    Артикул Google ученый

  • 31.

    Источник питания.Пищевые пирамиды и тарелки: что на самом деле есть? , по состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.hsph.harvard.edu/nutritionsource/pyramid-full-story

  • 32.

    Matpyramid По состоянию на 01 октября 2010 г. http://www.ne.se/matpyramid

  • 33.

    Gifford KD: Диетические жиры, руководства по питанию и государственная политика: история, критика и рекомендации. Am J Med 2002, 113 (Дополнение 9B) : 89S-106.

    Артикул PubMed Google ученый

  • 34.

    Пирамида Food Guide Бюллетень для дома и сада № 232. In Руководство по выбору продуктов питания на каждый день . Вашингтон: Министерство сельского хозяйства США, Информационная служба по питанию человека; 1992.

    Google ученый

  • 35.

    Диетические рекомендации для американцев. Министерство сельского хозяйства США , по состоянию на 01 октября 2010 г. http://www.cnpp.usda.gov/dietaryguidelines

  • 36.

    Modified MyPyramid for Older .По состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.nutrition.tufts.edu/

  • 37.

    Gil A, Ruiz-Lopez MD, Fernandez-Gonzalez M, Martinez de Victoria E: Руководство FINUT по здоровому образу жизни: за пределами пищевая пирамида. Дополнение Труды 20-го Конгресса питания Американского общества питания IUNS. Adv Nutr 2014, 5: 358S-67. 10.3945 / an.113.005637

    Артикул PubMed PubMed Central Google ученый

  • 38.

    Международный институт наук о жизни (ILSI), Европа: Национальные диетические рекомендации по питанию: опыт, последствия и направления на будущее. Сводный отчет семинара, состоявшегося 28–30 апреля 2004 г. в Будапеште, Венгрия .

  • 39.

    Гибни М.Дж., Сандстром B: Рамки для руководящих принципов питания на основе пищевых продуктов в Европейском Союзе. Public Health Nutr 2001, 4: 293–305.

    Артикул Google ученый

  • 40.

    Европейский орган по безопасности пищевых продуктов: Разработка рекомендаций по питанию пищевых продуктов. Итоговый отчет научного коллоквиума EFSA № 5 . EFSA: Парма, Италия; 2007.

    Google ученый

  • 41.

    Европейский орган по безопасности пищевых продуктов: Научное заключение комиссии по диетическим продуктам, питанию и аллергиям по запросу ЕС по рекомендациям по питанию пищевых продуктов. Вопрос № EFSQ-Q-2005–015c . Согласовано 2 июля 2008 г. о выпуске для публичного обсуждения.По состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.efsa.europa.eu/en/efsajournal/pub/1460.htm

  • 42.

    Сеть передового опыта EURRECA финансируется по контракту Европейской комиссии № FP6 036196– 2 ЕДА . По состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.eurreca.org

  • 43.

    Европейский регион Всемирной организации здравоохранения: CINDI диетическое руководство . Копенгаген: ВОЗ, Европа; 2000. По состоянию на 1 октября 2010 г. http://www.euro.who.int/__data/assets/pdf_file/0010/119926/E70041.pdf

    Google ученый

  • 44.

    Willett WC, Sacks F, Trichopoulou A, Drescher G, Ferro-Luzzi A, Helsing E, et al .: Пирамида средиземноморской диеты: культурная модель здорового питания. Am J Clin Nutr 1995, 61 (6) : 1402S-6.

    CAS PubMed Google ученый

  • 45.

    Bach-Faig A, Berry EM, Lairon D, Reguant J, Trichopoulou A, Dernini S, et al .: Пирамида средиземноморской диеты сегодня.

  • Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *