Keemia - FOSFOR (0)

FOSFOR – P
(kr.k. phosphoros - valguskandja)
Leidumine
Fosforit ehedalt looduses ei leidu. Seevastu ühendites on fosfor looduses levinud
element ja sisalduselt maakoores on ta orienteeruvalt 11. kohal. Tuntakse umbes 200
fosforimineraali, aga tähtsamateks peetakse kaltsiumfosfaati sisaldavaid mineraale nagu
näiteks apatiit(Ca5[PO4]3X ;X on F või Cl), fosforiit (apatiidile sarnase koostisega,
sisaldab5 - 35% P2O5) jt.
Apatiit.Fosforiit.
Ligikaudu pool Maa fosforivarudest leidub Aafrikas. Ka Eesti fosforivarud on suured(umbes 350 miljonit tonni), tänu Põhja-Eestis leiduva fosforiidi tõttu, mida peetakse Eesti üheks tähtsamaks maavaraks. Fosforiit on tekkinud ordoviitsiumis meres elanud
käsijalgsete (Obolos) fosfaatidest koosnevatest karpidest. Kuna fosforiit asub Eestis sügaval maapõues, siis tehnilistel ja ka keskkonnakaitselistel põhjustel meil fosforiiti hetkel ei kaevandata.
Fosfor on tähtis bioelement , kuuludes valkude, nukleiinhapete ja organismis energiat andvasse ATP ( adenosiintrifosfaat ) koostise. Lisaks leidub fosforit veel luudes ja hammastes. Fosfor on vajalik element ka taimede jaoks, mõjutades nende arengut ja viljumist.
Avastamine
Teatavasti olid alkeemikute põhieesmärkideks oli filosoofilise ehk tarkade kivi,elueliksiiri ja universaalse lahusti ehk alkagesti leidmine. Tarkade kivi abil loodeti väheväärtuslikest metallidest saada väärismetalle näiteks kulda. Mõned alkeemikud pidasid aga kõige perspektiivsemaks kulla valmistamise lähteaineteks elavhõbedat ja pliid , sest nende tihedus on suhteliselt suur ja võrreldav kulla tihedusega.Hamburgi kaupmees ja alkeemik Henning Brand müstilistel põhjustel aga eeldas, et tarkade kivi peab olema seotud inimorganismiga. 1669. aastal hakkas ta uurimist alustama uriinist. Brand kogus tünnitäie uriini, aurutas seda siirupi konsistensini ning sai pruunika vedeliku, mille nimetas uriiniõliks. Viimase segas ta liiva ja söega ning kuumutas siis tugevasti õhu juurdepääsuta. Äraarvamatu oli alkeemiku rõõm, kui ta avastas anumas omalaadse, nõrgalt küüslaugulõhnalise vahataolise aine, mis pimedas helendab. Brand arvas algul, et tal ongi õnnestunud saada üks maailma algelementidest, nimelt elementaarse tule. Ainel olid ebatavalised omadused, sest kui Brand puudutas ainet käega, siis hakkasid ta sõrmed helenduma. Ainuüksi selle nähtuse demonstreerimisega teenis Brand hulga raha ja sai hinnalisi kingitusi ning müüs fosforit kullast kallima hinnaga. Ta
nimetas selle aine külmaks valguseks, mida tänapäeval tuntakse fosfori nime all.Fosfori erilise omaduse tõttu pimedas helenduda hakkasid huvi tundma ka teised teadlased, kes proovisid Brandilt ära osta fosfori valmistamise õpetust. Osadel teadlastel see ka õnnestus.
Näiteks Dresdeni õpetlane Johann Kraft omandas 200 hõbetaalri (võrdus kolme kilogrammi hõbedaga) eest Brandilt fosfori saamise õpetuse.Ta hakkas korraldama fosforiga sensatsioonilisi katseid, kuid fosfori saamisõpetust ta teistega ei jaganud. 1680.a. sai Inglismaal fosforit keemik Robert Boyle . 1743.a. leidis saksa keemik Andreas Marggraf eriti hoolikal fosfori uurimisel tema saamise täiuslikuma meetodi ja avaldas oma andmed avalikult. Tõenäoliselt tunti fosforit alkeemikute poolt juba varemgi. Nimelt Pariisi Rahvusraamatukogus ladinakeelse manuskripti uurimisel selgus, et 12. sajandil sai araabia alkeemik Albid Behil pimedas helenduvat ainet, mis oli saadud uriini, lubja ja liiva kuumutamisel.
Saamine
Tööstuslikult toodetakse fosforit (täpsemalt valget fosforit) kuumutades fosforiidi või apatiidi segu liiva ja söega elektriahjudes temperatuuril 1300-1500 °C
4Ca5F(PO4)3 + 21SiO2 + 30C _ 3P4 + 20CaSiO3 + SiF4 + 30CO
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C _(1500°C) 6CaSiO3 + 10CO + P4
Valge fosfor eraldub seal auruna, mis kondenseeritakse ja kogutakse sulas olekus sooja vee all. Kaasaegne elektriahi fosfori tootmiseks on 12 meetrise läbimõõduga, võimsusega 60-70 MW ning see annab üle 30 tuhande tonni fosforit aastas. Valge fosfori maailmatoodanguks peetakse ligikaudu 1,5 miljonit tonni aastas.
Allotroopia
Fosforil on üle 10 erineva allotroobi, kuid neist tähtsamad on kolm valge, punane ja must fosfor.
MUST FOSFOR on keemiliselt kõige püsivam ja vähemaktiivsem ning ka vähimlevinud. Teda saadakse valge fosfori pikaajalisel kuumutamisel kõrgel rõhul ja temperatuuril.
Ta on mustjashall värvusega grafiiti meenutava struktuuriga kristallne aine, pooljuht , tihedus 2,69 g/cm³, hea soojusjuht , kuumutamisel atmosfäärirõhul ta sublimeerub . Keemilistelt omadustelt on sarnane punase fosforiga.
Joonis.
VALGE FOSFOR on kõige tavalisem fosfori allotroop , mis tekib alati fosforiaurude kondenseerumisel. Ta on keemiliselt kõige aktiivsem ja termodünamiliselt kõige ebastabiilsem fosfori allotroop. Valge fosfor on molekulvõrega aine, mille tetraeedri tippudes asuvad fosforiaatomid.
Joonis.
Puhtal kujul on ta suure murdumisnäitajaga, värvitu, praktikas aga valge või helekollase vahataolise massiga. Kuiv valge fosfor on alati roheka varjundiga, mis on tingitud helenduse tõttu, mida on märgata eriti hästi pimedas. Valge fosfor on küüslaugu lõhnaga, õhus nõrgalt suitsev (oksüdatsioonil eralduva oksiidisegu tekkega kaasneb kemoluminessents) , süsinikdisulfiidis ülihästi lahustuv (880 g P4 100g CS2kohta 10 °C juures), vees praktiliselt lahustumatu , väga mürgine ja tuleohtlik aine (säilitatakse tavaliselt vees). Kuiv valge fosfor võib süttida juba hõõrdumisel või iseseisvalt, sest tema süttimistemperatuur on alla 50 °C. Seismisel ta muutub aegamööda punaseks fosforiks. Nahale sattumisel tekitab raskelt paranevaid haavandeid.
PUNANE FOSFOR on tuntud 7 erineva vormina, nendest levinuim on amorfne punane fosfor. See tekib valge fosfori pikaajalisel kuumutamisel (üle 180 °C) õhu juurdepääsuta. Praktikas ta esineb tavaliselt tumepunase pulbri või tükikeste kujul. Ta on kihilise ehitusega polümeerse kujuga (koosneb paljudest valge fosfori P4 omavahel liitunud molekulide ahelatest). Reaktsioonivõrrandites märgitakse punast fosforit lihtsalt sümboliga P.
Joonis.
Puhas punane fosfor ei ole mürgine, pole väga tuleohtlik, kuna tema süttimistemperatuur on 210 °C, kuid lisandid võivad süttimist soodustada. Punane fosfor lendub 400 °C juures õhu juurdepääsuta ning tema aurude jahtumisel saadakse valge fosfor.
Fosfori tuntumate allotroopide omadused:
Valge Fosfor.
Valem: P4
Aineehitus: Molekulvõre.Molekulvõre sõlmpunktides paiknevad neljast fosfori aatomist koosnevad tetraeedrikujulised P4 molekulid.
Kristallvõre tüüp:Kuubiline.
Füüsikalised omadused: Valge või kollaka värvusega,vahataoline aine, vees lahustumatu, küll aga mõnedes orgaanilistes lahustites (CCl4 ,CS2 ), küüslaugu kõhnaga, tihedus 1,82 g/cm³, sulamis- ja keemistemperatuur vastavalt 44 °C ja 287 °C, dielektrik .
Keemilised omadused: On keemiliselt väga aktiivne, õhus kergesti isesüttiv,pimedas helenduv.Säilitatakse ja lõigatakse veekihi all.
Mürgisus: Väga mürgine, sest juba 0,1 g on täiskasvanud inimesele surmav .
Kasutusalad: Kasutatakse puhta fosforhappe,fosfori,oksiidide,sulfiidide, kloriidide ja orgaaniliste ühendite tootmiseks,punase fosfori saamiseks ja varem ka süütepommide valmistamiseks.
Punane Fosfor.
Valem: Pn (polümeer)
Aine ehitus: Aatomvõre. Molekul koosneb suurest arvust paljudest omavahel liitunud P4 püramiidjatest molekulidest. On kihilise ehitusega.
Kristallvõre tüüp: Monokliinne.
Füüsikalised omadused: Punakaspruun pulber ,vees ja orgaanilistes lahustutes lahustumatu,
lõhn puudub,tihedus 2,31 g/cm³,sulamistemeratuur ülerõhul 593 °C ja sublimeerumistemperatuur 429 °C, dielektrik.
Keemilised omadused: On keemiliselt väheaktiivne,ei ole isesüttiv ega helenduv.
Süttib alles kuumutamisel.
Mürgisus: Mittemürgine
Kasutusalad: Kasutatakse pürotehnikas ja ohutute (rootsi) tuletikkudes tikutoosi süütepinna
koostises, kuna tiku hõõrdumisel mööda süütepinda tekib veidi valget fosforit, mis
süttides süütab põlema ka tiku.***
Must Fosfor.
Valem: P
Aine ehitus: Aatomvõre. Molekul koosneb suurest arvust paljudest omavahel
liitunud P4 püramiidjatest molekulidest. On kihilise ehitusega.
Kristallvõre tüüp: Rombiline .
Füüsikalised omadused: Musta värvusega kristallne aine, vees ja orgaanilistes
lahustutes lahustumatu,tihedus 2,69g/cm³, sulamistemeratuur ülerõhul 1000 °C,
sublimeerumistemperatuur429 °C, hea soojusjuht, pooljuht.
Keemilised omadused: On keskmiselt väheaktiivne,ei ole isesüttiv ega helenduv.
Mürgisus:Mittemürgine.
*** Põhja- ja Kesk-Euroopas levinud ohtutute tuletikkude (leiutasid vennad Lundströmid 1855 aastal) karbi süütepind koosneb umbes 31 % ulatuses punasest fosforist, ülejäänud on abrassiivmaterjal ja liimaine. „Klassikaline“ tikupea sisaldab KClO3 (46,5%), K2Cr2O7 (1,5%), S (4,2%), ZnO (3,8%), Fe2O3 (15,3%), abrasiivi ( klaasipuru 17,2%) ja kondiliimi (11,5%)
Punane fosfor. Valge fosfor.
Keemilised omadused
Fosfori püsivaim oksüdatsiooniaste ühendites on V (H3PO4 ja fosfaadid ). Madalamas oksüdatsiooniastmes (-III, III jt)fosforiühendid on suhteliselt ebapüsivad ning oksüdeeruvad
kergesti fosfor(V)ühenditeks.Fosfor on keskmise aktiivsusega mittemetall.
• Fosfori põlemisel õhus ja hapnikus tekibP4O10. Hapnikku vaeguse korral võib tekkida ka oksiidP4O6 .
P4 + 5O2 _ P4O10
P4 +3O2 _ P4O6
Fosfori põlemine hapnikus.
• Kõrgel temperatuuril ja katalüsaatori manulusel võib fosfor reageerida veeauruga:
2P + 8H2O _ 5H2 + 2H3PO4
• Kuumutamisel reageerib fosfor kõikide metallidega (v.a. Bi ja poolmetall Sb-ga),
käitudes oksüdeerijatena moodustades fosfiide: 6Zn + P4 _2Zn3P2
Tsinkfosfiidiga tapetakse rotte, InP ja GaP on kasutusel elektroonikas.
• Aktiivsete mittemetallide suhtes (hapnik, kloor jt) käitub redutseerijana. Fosfori reageerimine fluoriga kulgeb plahvatusega. Kloori ja broomi aurudes valge fosfor süttib, punane fosfor põleb rahulikult . Ioodiga reageerib valge fosfor tavatemperatuuril, punane fosfor kuumutamisel: P4(t) + 6Br2(g) _ 4PBr3(v)
P4(t) + 6I2(g) _ 4PI3(g)
Punase fosfori põlemine broomis.
• Fosfor mitteoksüdeerivate hapetega ei reageeri, ent lämmastikhappega kui väga
tugeva oksüdeerijaga toimub järgnev reaktsioon :
3P + 5HNO3 + 2H2O _ 3H3PO4 + 5NO
• Valge fosfori kuumutamisel leeliste lahustega moodustub fosfaan ja
fosforvesinikud:
4P + 3KOH + 3H2O _ PH3 (fosfaan) + 3KH2PO2 (kaaliumvesinikhüpofosfit)
• Valge fosfori tõrjub välja vähemaktiivseid metalle (Cu, Ag, Pb jt) nende soolade
lahustest: 2P + 5CuSO4 + 8H2O _ 2H3PO4 + 5H2SO4 + 5Cu
Valge fosfori reageerimine vask(II) sulfaadi lahusega (enne ja pärast)
• Vesinikhalogeniidide (HHal) toimel fosforile tekivad fosfaan (PH3) ja
fosfooniumsoolad analoogselt ammooniumsooladega (PH4Hal)
• Lämmastiku ja fosfori aurude reageerimisel kõrgtemperatuuril tekib amorfsete
nitritiidide P3N5 ja PN segu.
• Väävli sulatamisel valge fosforiga kõrgematel temperatuuridel (üle 230 °C) moodustuvad fosfori sulfiidid (P4S3, P4S10 jt)
• Süsinikuga reageerib fosfor väga kõrgel temperatuuril (üle 2000 °C) moodustades karbiide, mida siiski tavaliselt saadakse kaudsel teel.
• Fosfori reagerimisel süsinikdioksiidiga üle 650 °C juures toimub järgmine
reaktsioonP4 + 6CO2 _ P4O6 + 6CO: • Räniga reageerib fosfor kõrgtemperatuuril (üle 1000 °C) moodustades kollakaspruuni silitsiidi SiP, kusjuues kaudselt on saadud ka Si2P.
Tuntumad ühendid
FOSFORI OKSIIDID
Fosfor moodustab palju oksiide, kuid neist põhjalikumalt on uuritud järgmiseid oksiide:
P4O6, P4O7, P4O8, P4O9, P4O10. Enamasti on fosfori oksiidid värvusetud ja praktikas
valged, kuid näiteks P4O on punakaspruun ja P4O2 oranži värvi kristalne aine.
P4O10 – tetrafosfordekaoksiid ehk fosfor(V) oksiid .
P4O10 molekuli struktuur.
On fosfori tähtsaim ja ka püsivaim oksiid. Ta tekib tiheda valge suitsuna fosfori põlemisel hapniku või õhu liias . Fosfor(V)oksiid on valge tahke, amorfne, klaasjas või kristalliline aine. Kristalne P4O10 on molekulvõrega ühend, kus molekulid asuvad kristalvõre sõlmpunktides. Ta on sööbiv ja erakordselt hügroskoopne, mis seob tugevasti õhuniiskust ja vett ka teiste ainete koostisest. Seepärast võivad orgaanilised lahustid ja paber kokkupuutel fosfor(V)oksiidiga süttida.
Veega kokkupuutel toimub tormiline reaktsioon, sageli lausa väike plahvatus ja leek
ning moodustub rida fosforhappeid. Vee liitumine tetrafosfordekaoksiidile kulgeb
tegelikult astmeliselt. Kõigepealt tekib metafosforhape HPO3 , mis on tuntud ainult
polümeerina (HPO3)x X>2. Edasi tetrafosforhape H4P2O7 ja alles lõpuks ortofosforhape. Meta - ja tetafosfaadid on mürgised, kuid fosforhappe lahjendatud lahustes neid pole .
Happelise oksiidina reageerib ta aluste ja aluseliste oksiididega moodustades vastavaid
fosfaate.
Olenevalt tingimustest võib fosfor(V)oksiid esineda ka suuremate polümeeridena, kuid
polümeerset fosfor(V)oksiidi koostist väljendatake lihtsustatult valemiga P2O5.
Teda kasutatakse erinevate ainete kuivatamisel, fosforhappe, pindaktiivsete ainete
(detergentide) ja fosfaatklaasi tootmiseks.
P4O6 – tetrafosforheksaoksiid ehk fosfor(III)oksiid.
On ebameeldiva lõhnaga valge kristalne vahataoline mürgine aine, mis tekib fosfori
põlemisel hapniku vaegusel. P4O6 oksüdeerub aeglaselt õhus, moodustades P4O10,
kuumutamisel üle 200 °C laguneb punaseks fosforiks, P4O8 ja P4O10 seguks. Ta lahustub hästi benseenis, süsinikdisulfiidis ja teistes lahustes ning reageerimisel veega annab ta
fosforishappe: P4O6 + 6H2O _ 4H3PO3
Kuuma veega reageerimisel tekib põhiliselt ortofosforhape ja fosfaan, kuigi võiv moodustuda vähesel määral ka fosforit: P4O6 + 6H2O _ 3H3PO4 + PH3 Lisaks reageerib P4O6 ka hapete, halogeenide ja väävliga. P4O6 molekuli struktuur.
FOSFORI VESINIKUÜHENDID
PH3 – fosfaan
Fosfaani molekul on trigonaalse püramiidi kujuline. Ta on ebapüsiv, värvusetu, roiskunud kala või küüslaugu lõhnaga,väga mürgine, vees ja orgaanilistes lahustites lahustuv gaas .
PH3 molekuli struktuur.
Veega reageerimisel tekib fosfaanhüdraat PH3*H2O,mis erinevalt ammooniaakhüdraadist pole aluseliste omadustega. Fosfooniumsoolad on üldiselt ebapüsivad ühendid. Fosfaan ja fosfooniumsoolad on tugevad redutserijad,redutseerides metallisooladest välja vaba metalli: 8AgNO3 + PH3 + 4H2O _ 8Ag + H3PO4 + HNO3
Temperatuuril üle 100 °C süttib fosfaan õhus. Spontaanselt ta võib süttida ka toateperatuuril, kui gaas sisaldab difosfaaniP2H4.
Soo- ja virvatulude teket soodes ja kalmistutel seostataksegi just organismide kõdunemisel eralduva fosfaani isesüttimisega.Fosfaani saadakse fosfiidide reageerimisel veega või hapetega, valge fosfori reageerimisel leeliste lahustega või fosfooniumjodiidi reageerimisel
kaaliumhüdroksiidiga:
Mg3P2 + 6HCl _ 3MgCl2 + 2PH3
4P + 3NaOH + 3H2O _ PH3 + 3NaH2PO2
PH4I + KOH _ KI + PH3 + H2O
P2H4 – difosfaan.
On hüdrasiini N2H4 analoog , kuid tal puuduvad aluselised omadused ja ei reageeri
hapetega. P2H4 on värvusetu, lenduv, õhus spontaanselt isesüttiv vedelik, mis kuumutamisel või valguse toimel laguneb. Difosfaan on tugev redutseerija .
FOSFORHAPPED
Fosforil on rohkem anograanilisi oksohappeid kui ühelgi teisel elemendil. Keeruliseks
teeb fosforhapete liigituse asjaolu, et ühes happes võib fosfor esineda mitmes oksüdatsiooniastmes (I-V). Puhtal kristalsel kujul on eraldatud ühe- kuni kuueprootonilisi fosforhappeid.
H3PO4 – (orto) fosforhape .
Ortofosforhape on kõikidest fosfori hapetest praktilisest seisukohast tähtsaim. Esmakordselt sai fosforhapet 17.sajandi lõpul inglise keemik Robert Boyle. Fosforhape on valge kristalne aine, sulamistemperatuuriga 42,5 °C,keskmise tugevusega hape , mis lahustub hästi vees.
Kontsentreeritud fosforhape võib olla ligi 85 %-line ja tihedusega 1,69 g/cm³.
H3PO4 molekuli struktuur.
Tööstuslikult saadakse fosforhapet (nn märga fosforhapet) põhiliselt kaltsiumfosfaadi
töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega: Ca3(PO4)2 + konts. 3H2SO4 _ 2H3PO4 + 3CaSO4
Puhta ehk termilise fosforhappe saamiseks kasutatakse lähteainena valget fosforit. „Terminiline“ hape on hinnalt ligi 3 korda kallim ning teda on võimalik ka saada
„märja“ happe puhastamisel.Kolmeprootonilise happena dissotserub ta kolmes astmes , kuid peamiselt toimub dissotsatsioon esimeses astmes: H3PO4 _ H + H2PO4
Teises ja kolmandas astmes dissotseerub ta vaid vähesel määral. Seetõttu sisaldab fosforhappe lahus lisaks H3PO4 molekulidele ka veel põhiliselt vesinik - ja divesinikfosfaatioone.Kolmeprootonilise happena moodustab ortofosforhape kolme rida sooli , millest üldiselt lahustuvad on leelismetallide (v.a. Li) ja ammooniumsoolad.
Fosforhappe reagerimisel leeliste lahustega tekib sõltuvalt lisatava leelise hulgast kas
divesinikfosfaat, vesinikfosfaat või fosfaaat.
1 mol H3PO4 + 1 mol NaOH _ NaH2PO4 + H2O
1 mol H3PO4 + 2 mol 2NaOH _ Na2HPO4 + 2H2O
1 mol H3PO4 + 3 mol 3NaOH _ Na3PO4 + 3H2O
Divesinikfosfaadid on vees hästi lahustuvad ja hüdrolüüsi tulemusena on nad aluselise
keskkonnaga. Enamike metallide vesinikfosfaadid ja fosfaadid on aga vees
vähelahustuvad või praktiliselt lahustumatud . Hästi lahustuvad vees vesinikfosfaatidest
ainult leelismetallide- ja ammooniumfosfaadid.
H3PO2 – hüpofosforishape.
Täpsem valem H[H2PO2] on 26,5 °C juures sulav kristalne aine, mis üle 50 °C laguneb,
lahustub hästi vees ja etanoolis. Ta on väga tugev redutseerija, mistõttu tema sooli nagu
näiteks naatriumhüpofosfitit NaH2PO2 kasutatakse keemilisel (vooluallikata)
nikeldamisel, aga ka antioksüdandija stabilisaatorina polümeerides.
H4P2O6 – difosforishape ehk hüpofosforhape.
On hügroskoopne 70 °C juures sulav aine, mis vesilahustes laguneb H3PO3 ja H3PO4
seguks. Soolad on hüpofosfaadid nagu näiteks Na2H2P2O6*6H2O
H3PO3 – fosforishape .
Tekib P4O6 reageerimisel veega. Fosforishape on kaheprootoniline hape, sest tema
valemi õige väljenduskuju on H2[PO3H], kusjuures nukrsulgudes olev vesinik ei ole
metalliga asendatav. Ta on tugev redutseerija. Fosforishappe sooli nimetatakse
fosfititeks ja neid kasutatakse regutseerijatena anorgaailises sünteesis ja
polüvinüülkloriidi stabilisaatorina.
H4P2O7 – difosforhape ehk pürofosforhape.
Esineb kahe kristallvormina ja on väga hästi vees lahustuv. Soolad on difosfaadid ehk
pürofosfaadid.
(HPO3)x - metafosforhape
X on võrdne või suurem kui on 3. Soolad on metafosfaadid. Hape ja soolad esinevad
praktikas kristalse või klaasja massina.
HAPETE JA SOOLADE KASUTUSALAD
Fosforhapete, eriti aga tema soolade kasutusalasid on väga palju.Suur osa fosforhapet läheb fosforhappesoolade ja fosforväetiste tootmiseks, lisaks leiab ta kasutust ka karboniseeritud jookides (pepsi cola , coca cola, mõningad õlled) ja veinides. Karastusjookidesse ja veinidesse lisatakse fosforhapet happesuse reguleerimiseks, sogastumise takistamiseks, maitseomaduste parandamiseks,vahutuvuse suurendamiseks ning karastusjookides aitab fosforhape kaasa tekitamaks joomisel suus jahedust.
Koolade fosforhappesisaldus on ligi 0,05% ja pH tase on 2,3.
Leelismetallide fosfaatide lahuseid ja polüfosfaate kasutatakse väga suurtes kogustes
pesemis - ja puhastusvahendites parandades nende pesemisvõimet ja pehmendades vett.
Nad seovad veest kaltsium - ja magneesiumioone, muutes sellega vee pehmemaks.
Polüfosfaadid reageerivad vees sisalduvate raud- ja mangaanioonidega, mis muidu teevad pesu kollakaks. Näiteks naatriumortofosfaati Na3PO4 läheb miljoneid tonne aastas küürimis- ja puhastuspulbrite valmistamiseks, kuna tema vesilahus on hüdrolüüsi tõttu tugevalt leeliseline. Eriti tugeva troimega on trinaatriumfosfaadi kompleks naatriumhüpokloritigaNaOCl, mida kasutatakse nõudepesumasinates.Laialdaselt kasutatakse pesemisvahendites(detergentides) ka tri- ja tertafosfaade nagu näiteksnaatriumtripolüfosfaati Na5P3O10. Difosfaadid leiavad kasutust toiduainelisanditena. Näiteks leivaküpsetamisel kasutatakse Na2H2P2O7,pudingusegudes Na4P4O7. Ca2P2O7 kasutatakse abrasiivina hambapastades. Fosfaate lisatakse toiduainetesse ka nende konserveerimisel ja vorstide valmistamisel,kuna ta seob fosfaadid seovad endasse niiskust ja aitavad lihal säilitada parema värvuse,lõhna ning maitse. Puhverdavate omadustega näiteks NaH2PO4, mida kasutatakse olmevee pH korrigeerimisel ja lahtistina. Samuti kasutatakse vesinikfosfaate, eriti K2HPO4
laialdaselt puhverlahustena. Fosfori sulfiididest kasutatakse enam tertafosfordekasulfiidi P4S10, mida läheb vaja palju orgaaniliste ainete sünteesimiseks (määrdeainete lisandid, pestitsiidid jm).Tetrafosfortrisulfiidi P4S3 kasutatakse peamiselt tuletikupeade koostises, kusjuures seda ainet sisaldav tuletikupea süttib hõõrdumisel igasuguse kardeda pinna vastu.
Naatriumtrifosfaati sisaldav pesupulber Bonux .
FOSFORVÄETISED
Kuna fosfor on üks tähtsamaid keemilisi elemente taimede kasvuks ja arenguks, siis
seetõttu peamise osa fosfaatidest leiab kasutamist fosforväetistena. Erinevalt nitraatidest
on fosfaadid väga püsivad ega ei redutseeru elusorganismis madalama
oksudatsiooniastmega ühenditeks. Fosfori looduslikud mineraalid apatiit ja fosforiit on
vees praktiliselt lahustumatud, kuigi happelistes muldades nad pikkamööda siiski
vähesel määral aegamööda lahustuvad. Sel põhjusel efektiivsete fosforväetistena on
otstarbekas kasutada paremini lahustuvaid fosfaate.
Levinumaks ja odavamaks fosforväetiseks on superfosfaat . Seda saadakse jahvatatud
fosfaattoorme või fosforiidi või apatiidi reageerimisel väävelhappega:
2Ca5F(PO4)3 + 7H2SO4 _ 3Ca(H2PO4)2 + 7CaSO4 + 2HF
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 _ Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Superfosfaat sisaldab ka lisandina vähelahustuvat katsiumsulfaati, mis tekib superfosfaadi saamisreaktsiooni kõrvalsaadusena. Esimeses reaktsioonis ka saaduses esinev kolmas komponent vesinikfluoriid on aga lenduv hape, mistõttu mõne aja möödumisel teda saadustes enam ei esine.Idee muuta lahustumatu looduslik fosfaattoore (esialgu kontide kujul) happetöötluse abil lahustuvaks (ehk taimedele omastatavaks) kuulub 1830-ndatel aastatel saksa keemikule Justus von Liebig `ile. Fosfaatväetiste tööstustootmine sai aga alguse 1843. aastal Inglismaal.
Superfosfaat.
Lisaks superfosfaadile toodetakse veel topeltsuperfosfaati, mis sisaldab ainult kaltsiumdivesinikfosfaati.Selles on omastavava fosfori sisaldus ligi kolm korda suurem kui
superfosfaadis. Topeltsuperfosfaati saadake apatiitide või fosforiitide reagerimisel fosforhappega:
Ca5(PO4)3F + 7H3PO4 _5Ca(H2PO4)2 + HF
Topeltsuperfosfaat on tunduvalt kallim kui tavaline superfosfaat, sest ta ei sisalda kasutut kaltsiumsulfaati( tinglik P2O5 sisaldus on 40-50%).Fosforväetistena kasutatakse veel vähelahustuvat kaltsiumvesinikfosfaati ehk pretsipitaati, mille toime tamedele avaldub alles pikkamööda, vastavalt mullas esinevate või taimejuurte poolt eritatavate hapete mõjul. Fosfori vaegusel taimede kasv aeglustub või hoopis peatub ning areng jääb kängu.Lisaks hakkavad lehed keerduma ja neile tekivad mustad täpid.
Topeltsuperfosfaat.
Fosfaadid pole küll mürgised, kuid fosforväetistega üleväetamisel võivad kanduda need
pinnaveega veekogudesse ja põhjavette, põhjustades vee saastumist, „vee õitsemist“ ehk
vetikate vohamist, mille tagajärjel võivad veekogud kinni kasvada. Samasugune oht
ähvardab ka rohkelt fosfaate sisaldavate pesuvete sattumisel veekogudesse.
Seos elusorganismiga.
Fosforit leidub kõikides elusorganismides ja tema tähtsus eluslooduses on erakordselt
suur. Sel põhjusel peetakse fosforit ka elu ja mõtlemise elemendiks. Kaltsiumi järel on
ta teine põhiline element, mis kuulub inimorganismis iga raku koostisesse.
Fosforiühendite kõige fundamentaalsemateks ja universaalsemateks biofunktsioonideks
on täpsemalt:
• Organismides pärilikkusinfot sisaldavate nukleiinhapete (DNA, RNA) ahelate
järjestuse komponent
• Bioloogiliste süsteemide energaatika põhineb fosfaatrühmade ülekandel
nukleotiidide ATP (adenosiintrifosfaat) ja ADP ( adenosiindifosfaat) vahel.
Fosfaatrühma lisamisega ADP-le salvestub eneriga ja tekib ATP, makroergiline
ehk energiarikas ühend. Fosfaatrühma eraldumisel (hüdrolüüsil) toimub
makroergilise sideme katkemine ja eneriga vabaneb.
• Fosfor on üks kolmest taimede põhi-toitelemendist (N,P,K)
• Kaltsiumfosfaadil on toestav funktsioon paljude organismide jaoks. Nii imetajate,
roomajate kui ka kalade skelett, aga ka käsijalgsete karbid koosnevad erineva
fluorisisaldusega hüdroksüapatiitidest.
Seega kokkuvõtlikult annab fosfor koos kaltsiumi ja magneesiumiga luudele tugevuse,
osaleb peaaegu kõigis organismis toimuvais reaktsioonides, energia tootmisel ja
mõtlemisprotsessidel. Fosfori vaegust esineb harva, sest seda sisaldub väga paljudes
toiduainetes , isegi enam kui kaltsiumi. Lisaks fosforivaeguse vähest esinemist saab
seostada ka sellega, et organism omastab fosforit hästi ja isegi kaltsiumist paremini.
Fosforivaegusel tekib lihasnõrkus, luuvalu, rahhiit ning osteoporoos . Fosforiühendite
vähesus loomasöödas pidurdab organismis toimuvaid ainevahetusprotsesse, mille
tulemusena aeglustuvad loomade kasv ja areng ning hilineb suguküpsus. Fosfori
omandamist võivad takistada magneesiumi ja alumiiniumi liig organismis.Inimkehas on fosfor elementide levikult 5. kohal. Inimkehas on fosforit keskmiselt kokku 1,5 kg. Sellest 1,4 kg paiknevad luudes ja hammastes, 130 g lihastes ning 12 g ajus ja närvisüsteemis. Soovituslikuks ööpäevaseks fosforivajaduseks erinevate allikate põhjal on 0,5-1,7 g. Tuntumateks fosforit sisaldavateks toiduallikateks on:kuivpärm, piim, liha, munad, nisukliid, teraviljad , kaunviljad, suitsu- ja määrdejuustud,kõrvitsa- ja päevalille- ja seesamiseemned, pähklid, munakollane , mandlid.
Fosforiringe
Fosforiringel puudub atmosfääri faas, fosfori varud esinevad sedimentaarsel kujul
kivimites ja setetes. Kivimite erodeerumisel satub fosfor keskkonda ja ühtlasi
aineringlusesse.
Taimed omastavad fosforit fosfaatidena, absorbeerides (neelates) fosfaate juurte kaudu.
Loomsed organismid omastavad seda elutähtsat elementi toiduga ja annavad seda oma
ekskrementidega uuesti loodusesse tagasi.Fosforil on organismides täita kolm väga olulist ülesannet:
• energia ülekandmine;
• geneetilise materjali komponendiks olemine.
• luu struktuuriosa loomsetel organismidel.
Organismide surres ja lagunedes, vabaneb fosfor mikroorganismide tegevuse tulemusel
anorgaanilisel kujul ning on taimedele kohe ka uuesti omastatav. Taimede poolt kasutamata jäänud fosfor läheb sedimentaarsesse faasi.Erinevalt lämmastikust pole fosfor vees kergesti lahustuv, vaatamata sellele tekitab ka fosfori üleküllus veekogude eutrofeerumist.Väga mürgise saaste võivad tekitada fosfororgaanilised ühendid, mida kasutatakse mitmesugustes mürkides, pesu- ja taimekaitsevahendites.Põhilised fosforisaaste allikad on kodumajapidamised, tööstused ja aasta-aastalt aina vähem põllumajandus.
Ingliskeelsete sõnade tähendused:
Plants - taimed
Animals – loomad
Decomporsers - lagundajad
Runoff - äravool, ärakanne
Phosphate in soil - pinnases olev fosfaat
Geological uplifting – geoloogiline kerkimine
Weathering of phosphate from rocks – kivimite murenemisel vabanev fosfaat
Leaching- välja imbumine
Phosphate in solution – lahustunud fosfaat
Chemical precipitation – keemilised reaktsioonid, sadestumised
Detritus settling to bottom – sademete põhjasettimine
Sedimentation – settimine
New rock – uued kivimid
Kasutatud kirjandus.
1) Hergi Karik, Kalle Truus „Elementide keemia,“ Ilo, 2003
2) Hergi Karik „Hämmastavad ained,“ Valgus, 1991
3) Erna Sepp „Joogivesi ja meie,“ Ilo, 2007
4) Sigmar Spauszus „Retk anorgaanilise keemia maailma,“ Valgus, 1971
5) Lembi Tamm „Üldine ja anorgaaniline keemia õpik X klaasile ,“ Avita,
2005
6) http://www.crjg.vil.ee/materjalid/oppematerjalid/keemia/6_P_aat_keem.ht
ml
7) http://www.crjg.vil.ee/materjalid/oppematerjalid/keemia/7_ol%FCmpkon
spekt .htm#vesinikfosfaadid
8) http://staff.ttu.ee/~atrik/oppe/kky3153/loeng091.pdf
9) http://www.miksike.ee/documents/main/lisa/8klass/4teema/loodus/fosfor .
htm