Fosfori

Fosfori on yksi maankuoren yleisimmistä alkuaineista : sen pitoisuus on 0,08-0,09 % sen massasta. Meriveden pitoisuus on 0,07 mg/l [5] . Sitä ei löydy vapaassa tilassa sen korkean kemiallisen aktiivisuuden vuoksi. Muodostaa noin 190 mineraalia , joista tärkeimmät ovat apatiitti Ca 5 (PO 4 ) 3 (F,Cl,OH), fosforiitti (Сa 3 (PO 4 ) 2 ) ja muut. Fosfori on osa tärkeimpiä biologisia yhdisteitä - fosfolipidejä . Eläinkudoksissa, on osa proteiineja ja muita tärkeitä orgaanisia yhdisteitä ( ATP , DNA ), on osa elämää.

Historia

Fosforin löysi hampurilainen alkemisti Hennig Brand vuonna 1669 . Kuten muut alkemistit, Brand yritti löytää viisasten kiven , mutta sai valovoimaisen aineen. Brand keskittyi kokeisiin ihmisen virtsan kanssa, koska hän uskoi, että kullanvärisenä se saattaa sisältää kultaa tai jotain sen erottamiseen tarvittavaa. Aluksi hänen menetelmänsä oli, että virtsa seisoi ensin useita päiviä, kunnes se alkoi haistaa, ja sitten keitettiin tahmeaksi. Kuumentamalla tämän tahnan korkeisiin lämpötiloihin ja saattamalla sen kuplien ulkonäköön hän toivoi, että ne sisältävät kultaa tiivistyessään. Useiden tuntien intensiivisen kiehumisen jälkeen saatiin valkoisen vahan kaltaisen aineen rakeita, jotka paloivat erittäin kirkkaasti ja lisäksi välkkyivät pimeässä. Tuotemerkki nimesi tämän aineen phosphorus mirabilis ( latinaksi "ihmeellinen valon kantaja"). Brandin löytö fosforista oli ensimmäinen uuden alkuaineen löytö antiikin jälkeen.

Hieman myöhemmin toinen saksalainen kemisti - Johann Kunkel - hankki fosforin .

Brandista ja Kunkelista riippumatta fosforin hankki R. Boyle , joka kuvaili sitä artikkelissa "Menetelmä fosforin valmistamiseksi ihmisen virtsasta", päivätty 14. lokakuuta 1680 ja julkaistu vuonna 1693 .

Andreas Marggraf julkaisi vuonna 1743 parannetun menetelmän fosforin saamiseksi .

On todisteita siitä, että arabialkemistit pystyivät hankkimaan fosforia 1100-luvulla.

Lavoisier todisti sen , että fosfori on yksinkertainen aine .

Fosforin amorfinen allotrooppinen modifikaatio - punainen fosfori P n - eristettiin kuumentamalla valkoista fosforia ilman pääsyä ilmaan, A. Schroetter 1800-luvun puolivälissä.

Vuonna 1865 Gittorfin uskottiin saaneen uuden kiteisen muunnelman, jota kutsuttiin violetiksi jäähdyttämällä punaista fosforia sulassa lyijyssä. Tämä modifikaatio rakennettiin ryhmistä P 8 ja P 9 , jotka on yhdistetty silloittamalla fosforiatomit putkiksi. Nykyään uskotaan kuitenkin, että violetti fosfori on punaisen karkearaeinen muunnos.

Nimen alkuperä

Henning Brand sai vuonna 1669 kuumentamalla valkoisen hiekan ja haihdutetun virtsan seosta pimeässä hehkuvan aineen, jota kutsuttiin ensin "kylmäksi tuleksi". Toissijainen nimi "fosfori" tulee kreikan sanoista "φώς" - valo ja "φέρω" - minä kannan. Muinaisessa kreikkalaisessa mytologiassa Aamutähden vartija käytti nimeä Phosphorus (tai Eosphorus, muu kreikkalainen Φωσφόρος ) .

Fysikaaliset ominaisuudet

Alkuainefosfori esiintyy normaaleissa olosuhteissa useiden stabiilien allotrooppisten modifikaatioiden muodossa . Kaikkia olemassa olevia fosforin allotrooppisia modifikaatioita ei ole vielä täysin tutkittu (2021) . Perinteisesti erotetaan kolme sen muunnelmaa: valkoinen, punainen, musta. Joskus niitä kutsutaan myös tärkeimmiksi allotrooppisiksi modifikaatioiksi, mikä tarkoittaa, että kaikki muut kuvatut modifikaatiot ovat näiden kolmen sekoitus. Standardiolosuhteissa vain kaksi fosforin allotrooppista modifikaatiota ovat stabiileja, esimerkiksi valkoinen fosfori on termodynaamisesti epästabiilia (kvasistaationaarinen tila) ja muuttuu ajan myötä normaaleissa olosuhteissa punaiseksi fosforiksi. Kaikki modifikaatiot eroavat värin , tiheyden ja muiden fysikaalisten ja kemiallisten ominaisuuksien, erityisesti reaktiivisuuden, suhteen. Kun aineen tila muuttuu termodynaamisesti stabiilimmaksi modifikaatioksi , kemiallinen aktiivisuus vähenee esimerkiksi valkoisen fosforin muuttuessa peräkkäin punaiseksi ja sitten punaisesta mustaksi.

Valkoinen fosfori

Valkoinen fosfori on valkoinen aine (voi olla kellertävä epäpuhtauksien vuoksi ). Se on ulkonäöltään hyvin samanlainen kuin puhdistettu vaha tai parafiini , se leikataan helposti veitsellä ja muotoutuu pienellä vaivalla.

Valkoisella fosforilla on molekyylikidehila , valkoisen fosforimolekyylin kaava on P 4 ja atomit sijaitsevat tetraedrin huipuissa [ 6] . Valetaan inertissä ilmakehässä tikkujen (harkkojen) muodossa, se varastoidaan ilman poissaolossa puhdistetun vesikerroksen alla tai erityisissä inertissä väliaineessa.

Liukenee huonosti veteen [6] , mutta liukenee helposti orgaanisiin liuottimiin . Valkoisen fosforin liukoisuutta hiilidisulfidiin käytetään sen teolliseen puhdistukseen epäpuhtauksista. Valkoisen fosforin tiheys on pienin kaikista muunnelmistaan ja on noin 1823 kg/m³. Valkoinen fosfori sulaa 44,1 °C:ssa. Höyrytilassa tapahtuu fosforimolekyylien dissosiaatiota.

Kemiallisesti valkoinen fosfori on erittäin aktiivista. Esimerkiksi se hapettuu hitaasti jo huoneenlämpötilassa ilman hapen vaikutuksesta ja hehkuu (vaaleanvihreä hehku). Tällaista kemiallisista hapetusreaktioista johtuvaa hehkua kutsutaan kemiluminesenssiksi (joskus virheellisesti fosforesenssiksi ). Vuorovaikutuksessa hapen kanssa valkoinen fosfori palaa jopa veden alla [7] .

Valkoinen fosfori ei ole vain kemiallisesti aktiivista, vaan myös erittäin myrkyllistä : aikuisen ihmisen tappava annos valkoista fosforia on 0,05-0,15 g [4] ja kroonisessa myrkytyksessä se vaikuttaa luihin, aiheuttaa esimerkiksi leukojen kuoliota [4] ] . Se syttyy helposti joutuessaan kosketuksiin ihon kanssa aiheuttaen vakavia palovammoja [8] [9] .

Valon vaikutuksesta, kun se kuumennetaan ei kovin korkeisiin lämpötiloihin ilmattomassa ympäristössä [6] , ja myös ionisoivan säteilyn vaikutuksesta [10] , valkoinen fosfori muuttuu punaiseksi fosforiksi.

Keltainen fosfori

Jalostamatonta valkoista fosforia kutsutaan yleisesti "keltaiseksi fosforiksi". Erittäin myrkyllinen ( MPC ilmakehän ilmassa 0,0005 mg/m³), syttyvä kiteinen aine vaaleankeltaisesta tummanruskeaan. Tiheys 1,83 g/cm³, sulaa 43,1 °C, kiehuu +280 °C. Se ei liukene veteen, hapettuu helposti ilmassa ja syttyy itsestään. Se palaa häikäisevän kirkkaan vihreällä liekillä vapauttaen paksua valkoista savua - pieniä tetrafosforidekaoksidin P 4 O 10 hiukkasia [11] .

Koska fosfori reagoi veden kanssa vain yli 500 °C:n lämpötiloissa, suuria määriä vettä käytetään fosforin (sytytyslähteen lämpötilan alentamiseksi ja fosforin siirtämiseksi kiinteään tilaan) tai kuparisulfaattiliuoksen (kuparisulfaatti) sammuttamiseen. , sammutuksen jälkeen fosfori peitetään märällä hiekalla. Keltainen fosfori varastoidaan ja kuljetetaan vesikerroksen alla (kalsiumkloridiliuos) suojaksi itsestään syttymiseltä [12] .

Punainen fosfori

Punainen fosfori on termodynaamisesti stabiilimpi alkuainefosforin muunnos. Itävaltalainen kemisti A. Schrötter sai sen ensimmäisen kerran Ruotsissa vuonna 1847 kuumentamalla valkoista fosforia 500 °C :ssa hiilimonoksidin (CO) ilmakehässä suljetussa lasiampullissa.

Punaisen fosforin kaava on P n ja se on monimutkaisen rakenteen omaava polymeeri . Valmistusmenetelmästä ja murskausasteesta riippuen punaisella fosforilla on sävyjä purppuranpunaisesta violettiin, ja valetussa tilassa - tummanvioletti kuparisella sävyllä, sillä on metallinen kiilto. Punaisen fosforin kemiallinen aktiivisuus on paljon alhaisempi kuin valkoisen; sillä on poikkeuksellisen alhainen liukoisuus. Punaista fosforia on mahdollista liuottaa vain joihinkin sulaisiin metalleihin ( lyijy ja vismutti ), jota joskus käytetään suurten kiteiden saamiseksi siitä. Joten esimerkiksi saksalainen fysikaalinen kemisti I. V. Gittorf sai vuonna 1865 ensimmäistä kertaa täydellisesti rakennettuja, mutta pieniä kiteitä (Gittorfin fosfori). Punainen fosfori ei syty spontaanisti ilmassa 240-250 °C: n lämpötilaan asti (muuttuessaan valkoiseksi sublimoinnin aikana ), mutta syttyy spontaanisti kitkan tai törmäyksen seurauksena, siitä puuttuu täysin kemiluminesenssin ilmiö . Se on liukenematon veteen, samoin kuin bentseeniin, hiilidisulfidiin ja muihin aineisiin, liukenee fosforitribromidiin. Sublimaatiolämpötilassa punainen fosfori muuttuu höyryksi, jonka jäähtyessä muodostuu pääasiassa valkoista fosforia.

Sen myrkyllisyys on tuhansia kertoja pienempi kuin valkoisen, joten sitä käytetään paljon laajemmin esimerkiksi tulitikkujen valmistuksessa ( tulitikuiden ritiläpinta on peitetty punaista fosforia sisältävällä koostumuksella). Punaisen fosforin tiheys on myös korkeampi, ja se on valutettuna 2400 kg/m³ . Ilmassa säilytettynä punainen fosfori hapettuu vähitellen kosteuden läsnäollessa muodostaen hygroskooppisen oksidin , imee vettä ja kosteutuu ("kastuu"), jolloin muodostuu viskoosia fosforihappoa; Siksi se säilytetään ilmatiiviissä säiliössä. Kun "liotetaan" - pestään vedellä fosforihappojäännöksistä, kuivataan ja käytetään aiottuun tarkoitukseen.

Musta fosfori

Musta fosfori on termodynaamisesti ja kemiallisesti vähiten aktiivisin alkuainefosforin muoto. Ensimmäistä kertaa amerikkalainen fyysikko P. W. Bridgman sai vuonna 1914 mustaa fosforia valkoisesta fosforista mustina kiiltävinä kiteinä, joiden tiheys oli korkea (2690 kg / m³) . Mustan fosforin synteesin suorittamiseksi Bridgman käytti painetta 2⋅10 9 Pa (20 tuhatta ilmakehää) ja lämpötilaa noin 200 °C. Nopean muutoksen alku on noin 13 000 ilmakehän alueella ja noin 230 °C:n lämpötilassa.

Musta fosfori on mustaa ainetta, jolla on metallin kiilto, rasvainen kosketus ja hyvin samanlainen kuin grafiitti ja joka ei liukene veteen tai orgaanisiin liuottimiin. Musta fosfori on mahdollista sytyttää tuleen vain kuumentamalla sitä ensin voimakkaasti puhtaan hapen ilmakehässä 400 °C:seen asti. Musta fosfori johtaa sähköä ja sillä on puolijohteen ominaisuuksia . Mustan fosforin sulamispiste on 1000 °C paineessa 1,8⋅10 6 Pa.

Kemialliset ominaisuudet

Fosforin kemiallinen aktiivisuus on paljon suurempi kuin typen . Tässä tapauksessa taipumus muodostaa useita sidoksia fosforissa on vähemmän selvä kuin typessä. Tämä johtuu siitä, että kahdella yksinkertaisella sidoksella (δ + δ) on enemmän energiaa kuin yhdellä kaksoissidoksella (δ + π) ja kolmella yksinkertaisella sidoksella (δ + δ + δ) on enemmän energiaa kuin yhdellä kolmoissidoksella (δ + π + π). Siksi fosfori ei muodosta vastaavia analogeja yhdisteille ja typpi-ioneille, joissa on useita sidoksia (N 2 , NO, N 3 - , N 2 + ). Fosforin ominaisuus sen sijaan on kyky muodostaa ketju- ja klusterirakenteita [13] . Fosforin kemialliset ominaisuudet määräytyvät suurelta osin sen allotrooppisen muunnelman perusteella. Valkoinen fosfori on erittäin aktiivinen, kemiallinen aktiivisuus vähenee siirtyessään punaiseen ja mustaan fosforiin. Ilmassa oleva valkoinen fosfori hapettuessaan ilmakehän hapen vaikutuksesta huoneenlämpötilassa säteilee näkyvää valoa, hehku johtuu fosforin hapettumisen fotoemissioreaktiosta.

Fosfori koostuu molekyyleistä nestemäisessä ja liuenneessa tilassa sekä höyryissä jopa 800 °C:seen asti . Kuumennettaessa yli 800 °C:een molekyylit hajoavat: ${\ce {P4))$

{\ce {P4 -> 2 P2}}

Yli 2000 °C: n lämpötiloissa molekyylit hajoavat atomeiksi.

Vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa

Fosfori hapettuu helposti hapen vaikutuksesta :

{\näyttötyyli {\ce {4 P + 5 O2 -> 2 P2O5))}

(ylimääräisen hapen kanssa)

{\näyttötyyli {\ce {4 P + 3 O2 -> 2 P2O3))}

(hidas hapettuminen tai hapenpuute).

Vuorovaikuttaa monien yksinkertaisten aineiden kanssa - halogeenit , rikki , jotkut metallit, osoittaen hapettavia ja pelkistäviä ominaisuuksia:

metallien kanssa - hapetin , muodostaa fosfideja :

{\ce {2 P + 3 Ca -> Ca3P2))

fosfidit hajoavat veden ja happojen vaikutuksesta muodostaen fosfiinia .

Ei-metalleja pelkistävällä aineella :

{\ce {2 P + 3 S -> P2S3))

{\ce {2 P + 5 Cl2 -> 2 PCl5}}

Fosfori ei käytännössä yhdisty veteen. Vesi kuitenkin hajottaa joitain fosfideja reaktiolla, esimerkiksi:

{\ce {Ca3P2 + 6 H2O -> 2 PH3 ^ + 3 Ca(OH)2))

voidaan saada ammoniakin ( fosfiinin ) kaltaista vetyfosfidia . ${\ce {PH3))$

Vuorovaikutus veden kanssa

Se on vuorovaikutuksessa vesihöyryn kanssa yli 500 °C:n lämpötiloissa, tapahtuu epäsuhtautumisreaktio fosfiinin ja fosforihapon muodostuessa :

{\näyttötyyli {\ce {8 P + 12 H2O -> 5 PH3 ^ + 3 H3PO4))}

Punainen fosfori reagoi veden kanssa, jolloin muodostuu fosforihappoa ja vetyä. Reaktio etenee lämpötilassa 700-900 °C. Katalyytti voi olla: platina, kupari, titaani, zirkonium [1] :

{\näyttötyyli {\ce {2 P + 8 H2O -> [700-900^oC, kat] 2 H3PO4 + 5 H2 ^))}

Vuorovaikutus alkalien kanssa

Kylmissä tiivistetyissä alkaliliuoksissa disproportionaatioreaktio fosfiinin muodostumisen kanssa etenee myös hitaasti [14] :

{\ce {4 P + 3 KOH + 3 H2O -> [\tau] PH3 ^ + 3 KH2PO2))

Korjaavat ominaisuudet

Voimakkaat hapettimet muuttavat fosforin fosforihapoksi :

{\näyttötyyli {\ce {3 P + 5 HNO3 + 2 H2O -> 3 H3PO4 + 5NO ^))}

{\näyttötyyli {\ce {2 P + 5 H2SO4 -> 2 H3PO4 + 5 SO2 ^ + 2 H2O))}

Fosforin hapetusreaktio tapahtuu, kun tulitikkuja sytytetään, Bertolet-suola toimii hapettavana aineena :

{\näyttötyyli {\ce {6 P + 5 KClO3 -> 5 KCl + 3 P2O5))}

{\näyttötyyli {\ce {2 P + KClO3 -> KCl + P2O3))}

Haetaan

Fosforia saadaan apatiitista tai fosforiitista vuorovaikutuksen seurauksena koksin ja piidioksidin kanssa noin 1600 °C:n lämpötilassa:

{\ce {2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 -> P4 + 10 CO + 6 CaSiO3))

tai:

{\näyttötyyli {\ce {Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C -> 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P))}

Tuloksena oleva fosforihöyry tiivistyy vastaanottimessa vesikerroksen alla allotrooppiseksi modifikaatioksi valkoisen fosforin muodossa. Fosforiittien sijasta alkuainefosforin saamiseksi voidaan pelkistää muita epäorgaanisia fosforiyhdisteitä esimerkiksi kivihiilellä, mukaan lukien metafosforihappo :

{\näyttötyyli {\ce {4 HPO3 + 10 C -> P4 + 2 H2O + 10 CO))}

Sovellus

Fosfori on tärkein biogeeninen alkuaine, ja samalla sitä käytetään erittäin laajasti teollisuudessa. Punaista fosforia käytetään tulitikkujen valmistuksessa. Se yhdessä hienoksi jauhetun lasin ja liiman kanssa levitetään laatikon sivupinnalle. Kun hierotaan tulitikkupäätä, joka sisältää kaliumkloraattia ja rikkiä, syttyminen tapahtuu.

Isotoopit

Fosforin isotooppeja tunnetaan yli 20 (massaluvulla 24-47). Luonnollinen isotooppi 31 P on stabiili. Radioaktiivisista isotoopeista pisimpään elävät ovat: 30 P ( T 1/2 = 2,5 min), 32 P (T 1/2 = 14,26 päivää) ja 33 P (T 1/2 = 25,34 päivää) [15] .

Alkuainefosfori

Ehkä ensimmäinen fosforin ominaisuus, jonka ihminen on käyttänyt, on syttyvyys. Fosforin palavuus on erittäin korkea ja riippuu allotrooppisesta modifikaatiosta.

Valkoinen ("keltainen") fosfori on kemiallisesti aktiivisin, myrkyllisin ja syttyvin, ja siksi sitä käytetään hyvin usein ( sytytyspommeissa jne.).

Punainen fosfori on tärkein teollisuuden tuottama ja käyttämä muunnos. Sitä käytetään tulitikkujen , räjähteiden , sytytyskoostumusten, erityyppisten polttoaineiden sekä äärimmäisen paineen voiteluaineiden valmistukseen, sitojana hehkulamppujen valmistuksessa.

Fosforiyhdisteet maataloudessa

Fosfori ( fosfaattien muodossa ) on yksi kolmesta tärkeimmistä biogeenisistä alkuaineista, jotka osallistuvat ATP :n synteesiin . Suurin osa tuotetusta fosforihaposta käytetään fosfaattilannoitteiden valmistukseen - superfosfaatti , sakka , ammofoska jne.

Fosforiyhdisteet teollisuudessa

Fosfaatteja käytetään laajalti:

kompleksinmuodostajina (vedenpehmennysaineina),
metallipintojen passivoimien koostumuksessa ( korroosiosuojaus , esimerkiksi ns. " mazhef " -koostumus).

Fosfaattia sitovat aineet

Fosfaattien kykyä muodostaa vahva kolmiulotteinen polymeeriverkosto käytetään fosfaatti- ja alumiinifosfaattisideaineiden valmistukseen .

Fosforiyhdisteiden biologinen rooli

Fosforia esiintyy elävissä soluissa orto- ja pyrofosforihappojen muodossa; se on osa nukleotideja, nukleiinihappoja, fosfoproteiineja, fosfolipidejä, koentsyymejä ja entsyymejä. Ihmisen luut koostuvat hydroksyyliapatiitti 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca (OH) 2 , joka muodostaa myös hammaskiilteen perustan . Päärooli fosforiyhdisteiden muuntamisessa ihmisillä ja eläimillä on maksalla. Fosforiyhdisteiden vaihtoa säätelevät hormonit ja D-vitamiini. Fosforin puutteessa kehossa kehittyy erilaisia luusairauksia.

Päivittäinen fosforin tarve on:

aikuisille 1,0-2,0 g;
raskaana oleville ja imettäville naisille 3-3,8 g;
lapsille ja nuorille 1,5-2,5 g.

Suurella fyysisellä rasituksella fosforin tarve kasvaa 1,5-2 kertaa.

Assimilaatio tapahtuu tehokkaammin, kun fosfori otetaan yhdessä kalsiumin kanssa suhteessa 3:2 (P:Ca).

Jotkut lähteet [16] :

Tuote	Sisältö, mg/100 g
Puhdistettu hampunsiemen _	1650
Kurpitsan siemenet (ytimet)	1233
Auringonkukansiemenet (ytimet) paahdettuja	1158
unikonsiemeniä _	870
sinappijauhe	828
Seesami (kuorittu)	774
Melonin siemenet (ytimet)	755
kaakaojauhetta _	734
kovaa parmesaania	694
Kuivatut auringonkukansiemenet (ytimet)	660
Saflorin siemenet (ytimet)	644
Pellavan siemenet	642
lootuksen siemeniä	626
Sveitsiläinen vähärasvainen juusto	605
Raakoja cashewpähkinöitä	593
Pähkinät joivat	575
Amaranttirouheet	557
Gouda juusto	546
kaura	523
Pähkinä musta	513
Haudutettua naudanmaksaa	497
Raakoja pistaasipähkinöitä	490
Manteli	481
Kvinoa	457
Lupiini , siemenet	440
Karppi	415
Pavut	407
Maapähkinä	397
Roquefort- juusto	392
Täysjyväjauhot	357
kanan maksa	297
Porsaan sisäfilettä	286
keltaevätonnikala	278
Maitotiiviste	253
Kananmuna	198
Naudanlihaa	188 [17]
Kana	178

Alkuainefosforin toksikologia

Punainen fosfori on käytännössä myrkytöntä (valkoisen fosforin epäpuhtaudet aiheuttavat sille myrkyllisyyden). Keuhkoihin joutunut punaisen fosforin pöly aiheuttaa kroonista keuhkokuumetta.

Valkoinen fosfori on erittäin myrkyllistä , liukenee lipideihin . Kuolettava annos valkoista fosforia ihmisille (painosta riippuen) on 15-150 mg. Iholle joutuessaan valkoinen fosfori aiheuttaa vakavia palovammoja ja voi myös päästä kehoon ihovaurioiden kautta aiheuttaen vakavan myrkytyksen.

Akuutti valkofosforimyrkytys ilmenee polttajana suussa ja mahassa, päänsärkynä, heikkoutena ja oksentamisena. Keltaisuus kehittyy 2-3 päivän kuluttua . Kroonisille muodoille on ominaista kalsiumin aineenvaihdunnan rikkominen, sydän- ja verisuoni- ja hermostojärjestelmän vauriot. Ensiapu akuuttiin myrkytykseen - mahahuuhtelu , laksatiivinen, puhdistava peräruiske, suonensisäiset glukoosiliuokset. Ihon palovammojen sattuessa käsittele vahingoittuneet alueet kuparisulfaatti- tai soodaliuoksilla. Keltaisen fosforihöyryn MPC teollisuustilojen ilmassa on 0,03 mg/m³, tilapäinen sallittu pitoisuus ilmassa on 0,0005 mg/m³, juomaveden MPC on 0,0001 mg/dm³ [18] .

Fosforiyhdisteiden toksikologia

Jotkut fosforiyhdisteet ( fosfiini ) ovat erittäin myrkyllisiä. Korkean ( LD50 15-100 mg/kg) ja erittäin korkean (<15 mg/kg) myrkyllisyyden vuoksi useimpia organofosforiyhdisteitä (OP) käytetään torjunta- aineina ( hyönteismyrkkyinä , punkkimyrkkyinä , eläinmyrkkyinä jne.) tai kemiallisen sodankäynnin aineina. Esimerkkejä kemiallisista sodankäynnin aineista ovat Sarin , Soman , Tabun , Novitshok , V-kaasut .

FOS:llä on hermomyrkytysten ominaisuuksia. Organofosforiyhdisteiden toksisuus johtuu asetyylikoliiniesteraasientsyymin estymisestä , mikä aiheuttaa päänsärkyä, pahoinvointia, huimausta, pupillien supistumista ( mioosia ), hengenahdistusta (hengenahdistus), syljeneritystä, verenpaineen laskua, kouristuksia, halvaantuvia vaikutuksia, koomaan, ja seurauksena voi olla nopea kuolema. Tehokas vastalääke FOS-myrkytykselle on atropiini .

Terveysvaara

NFPA 704 -luokitus :

neljä neljä 2 POI

Fosforinkeltainen alkeisaine kuuluu 1. vaaraluokkaan.

Muistiinpanot

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Alkuaineiden atomipainot 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85 , no. 5 . - s. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 . Arkistoitu alkuperäisestä 5. helmikuuta 2014.
↑ Fosfori: elektronegatiivisuudet . WebElements. Käyttöpäivä: 15. heinäkuuta 2010. Arkistoitu alkuperäisestä 7. tammikuuta 2010.
↑ Rikki- ja fosforiyhdisteet (englanniksi) (linkkiä ei ole saatavilla) . Käyttöpäivä: 27. tammikuuta 2010. Arkistoitu alkuperäisestä 13. helmikuuta 2010.
↑ 1 2 3 Toimitus: Zefirov N. S. (päätoimittaja). Chemical Encyclopedia: 5 osassa - Moskova: Great Russian Encyclopedia, 1999. - V. 5. - S. 145.
↑ JP Riley ja Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
↑ 1 2 3 Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § 30. Fosfori // Epäorgaaninen kemia. Oppikirja 9 luokalle. - 7. painos - M . : Koulutus , 1976. - S. 62-65. — 2 350 000 kappaletta.
↑ Valkoisen fosforin polttaminen veden alla
↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. White phosphorus burn (englanniksi) // The Lancet . - 2010. - Vol. 376 , nro. 9734 . - s. 68 . - doi : 10.1016/S0140-6736(10)60812-4 .
↑ Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ. Valkoisen fosforin palovammojen hoito (englanniksi) // Burns. - 2001. - Voi. 27 , iss. 5 . - s. 492-497 . - doi : 10.1016/S0305-4179(01)00003-1 . — PMID 11451604 .
↑ Säteilykemia // Nuoren kemistin tietosanakirja . 2. painos / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagogiikka , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
↑ Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et ai., Chemistry = Chemie. - M .: Chemistry, 1989. - S. 351. - ISBN 5-7245-0360-3 .
↑ Chemical Encyclopedia / Toimituslautakunta: Zefirov N. S. et al. - M. : Great Russian Encyclopedia, 1998. - V. 5. - 783 s. — ISBN 5-85270-310-9 .
↑ Toim. Yu.D. Tretjakov. Epäorgaaninen kemia: 3 osassa - Moskova: Publishing Center "Academy", 2004. - T. 2. - S. 156.
↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Epäorgaanisten aineiden kemialliset ominaisuudet: Proc. yliopistojen tuki. - 3. painos, Rev. - M . : Kemia, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
↑ Data perustuu Audi G. , Bersillon O. , Blachot J. , Wapstra AH NUBASE-arviointi ydin- ja hajoamisominaisuuksista // Nuclear Physics A. - 2003. - T. 729 . - S. 3-128 . - doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 . - .
↑ USDA . Käyttöpäivä: 31. joulukuuta 2015. Arkistoitu alkuperäisestä 1. maaliskuuta 2014. (määrätön)
↑ Bulanov Yu. B. Tuotteiden kemiallinen koostumus. Ravintoarvo.
↑ UNIAN - terveys - Mitä fosforille tapahtuu? . Haettu 26. toukokuuta 2010. Arkistoitu alkuperäisestä 23. toukokuuta 2013. (määrätön)