Roter Phosphor ist eine stabile und sichere Form von Phosphor. Phosphor: Atomstruktur, chemische und physikalische Eigenschaften

Unter den biogenen Elementen sollte Phosphor einen besonderen Platz einnehmen. Denn ohne sie ist die Existenz lebenswichtiger Verbindungen wie beispielsweise ATP oder Phospholipide und vieler anderer nicht möglich. Gleichzeitig sind die anorganischen Stoffe dieses Elements sehr reich an verschiedenen Molekülen. Phosphor und seine Verbindungen werden in der Industrie häufig verwendet, sind wichtige Teilnehmer an biologischen Prozessen und werden bei einer Vielzahl menschlicher Aktivitäten eingesetzt. Betrachten wir daher, was dieses Element ist, was seine einfache Substanz ist und welche Verbindungen die wichtigsten sind.

Phosphor: allgemeine Eigenschaften des Elements

Die Stellung im Periodensystem kann in mehreren Punkten beschrieben werden.

1. Fünfte Gruppe, Hauptuntergruppe.
2. Dritte kleine Periode.
3. Seriennummer - 15.
4. Atommasse - 30,974.
5. Die elektronische Konfiguration des Atoms ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Mögliche Oxidationsstufen liegen zwischen -3 und +5.
7. Chemisches Symbol - P, Aussprache in Formeln „pe“. Der Name des Elements ist Phosphor. Lateinischer Name Phosphor.

Die Geschichte der Entdeckung dieses Atoms reicht bis ins ferne 12. Jahrhundert zurück. Sogar in den Aufzeichnungen von Alchemisten gab es Informationen, die von der Herstellung einer unbekannten „leuchtenden“ Substanz sprachen. Das offizielle Datum für die Synthese und Entdeckung von Phosphor war jedoch 1669. Der bankrotte Kaufmann Brand synthetisierte auf der Suche nach dem Stein der Weisen versehentlich eine Substanz, die leuchten und mit einer hellen, blendenden Flamme brennen kann. Er tat dies, indem er menschlichen Urin wiederholt kalzinierte.

Danach wurde dieses Element unabhängig voneinander mit ungefähr den gleichen Methoden gewonnen:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Eine der beliebtesten Methoden zur Synthese dieses Stoffes ist heute die Reduktion aus den entsprechenden phosphorhaltigen Mineralien bei hohen Temperaturen unter dem Einfluss von Kohlenmonoxid und Kieselsäure. Der Prozess wird in speziellen Öfen durchgeführt. Phosphor und seine Verbindungen sind sowohl für Lebewesen als auch für viele Synthesen in der chemischen Industrie sehr wichtige Stoffe. Deshalb sollten wir uns überlegen, was dieses Element als einfache Substanz ist und wo es in der Natur vorkommt.

Einfache Substanz Phosphor

Bei Phosphor ist es schwierig, eine bestimmte Verbindung zu benennen. Dies erklärt sich aus den zahlreichen allotropen Modifikationen dieses Elements. Es gibt vier Haupttypen des einfachen Stoffes Phosphor.

1. Weiß. Dies ist eine Verbindung mit der Formel P 4. Es ist eine weiße, flüchtige Substanz mit einem scharfen, unangenehmen Knoblauchgeruch. Entzündet sich bei normalen Temperaturen spontan an der Luft. Brennt mit leuchtend blassgrünem Licht. Sehr giftig und lebensgefährlich. Die chemische Aktivität ist extrem hoch, daher wird es unter einer Schicht gereinigtem Wasser gewonnen und gelagert. Dies ist aufgrund der schlechten Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln möglich. Für weißen Phosphor eignen sich hierfür am besten Schwefelkohlenstoff und organische Stoffe. Beim Erhitzen kann es sich in die nächste allotrope Form umwandeln – roten Phosphor. Wenn Dampf kondensiert und abkühlt, kann er Schichten bilden. Bei Berührung sind sie fettig, weich, leicht mit einem Messer zu schneiden, weiß (leicht gelblich). Schmelzpunkt 44 0 C. Aufgrund seiner chemischen Aktivität wird es in Synthesen eingesetzt. Aufgrund seiner Toxizität findet es jedoch keine breite industrielle Anwendung.
2. Gelb. Es handelt sich um eine schlecht gereinigte Form von weißem Phosphor. Es ist noch giftiger und riecht zudem unangenehm nach Knoblauch. Es entzündet sich und brennt mit einer hell leuchtenden grünen Flamme. Diese gelben oder braunen Kristalle lösen sich überhaupt nicht in Wasser auf; bei vollständiger Oxidation emittieren sie weiße Rauchwolken der Zusammensetzung P4O10.
3. Roter Phosphor und seine Verbindungen sind die häufigste und in der Industrie am häufigsten verwendete Modifikation dieses Stoffes. Die pastöse rote Masse, die sich unter erhöhtem Druck in die Form violetter Kristalle verwandeln kann, ist chemisch inaktiv. Dabei handelt es sich um ein Polymer, das sich nur in bestimmten Metallen lösen kann und sonst nichts. Bei einer Temperatur von 250 0 C sublimiert es und verwandelt sich in eine weiße Modifikation. Nicht so giftig wie frühere Formen. Bei längerer Einwirkung auf den Körper ist es jedoch giftig. Es wird zum Aufbringen einer Zündbeschichtung auf Streichholzschachteln verwendet. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass es sich nicht spontan entzünden kann, sondern bei Bezeichnung und Reibung explodiert (entzündet).
4. Schwarz. Im Aussehen erinnert es stark an Graphit und fühlt sich zudem fettig an. Es ist ein Halbleiter für elektrischen Strom. Dunkle, glänzende Kristalle, die sich in keinem Lösungsmittel lösen können. Damit es sich entzündet, sind sehr hohe Temperaturen und Vorwärmen erforderlich.

Interessant ist auch die kürzlich entdeckte Form von Phosphor – metallisch. Es ist ein Leiter und hat ein kubisches Kristallgitter.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Phosphor hängen von der Form ab, in der er vorliegt. Wie oben erwähnt, sind die gelben und weißen Modifikationen am aktivsten. Im Allgemeinen kann Phosphor interagieren mit:

• Metalle, die Phosphide bilden und als Oxidationsmittel wirken;
• Nichtmetalle, die als Reduktionsmittel wirken und flüchtige und nichtflüchtige Verbindungen verschiedener Art bilden;
• starke Oxidationsmittel, die sich in Phosphorsäure verwandeln;
• mit konzentrierten Ätzalkalien je nach Art der Disproportionierung;
• mit Wasser bei sehr hohen Temperaturen;
• mit Sauerstoff zu verschiedenen Oxiden.

Die chemischen Eigenschaften von Phosphor ähneln denen von Stickstoff. schließlich gehört es zur Gruppe der Pniktogene. Aufgrund der Vielfalt allotroper Modifikationen ist die Aktivität jedoch um mehrere Größenordnungen höher.

In der Natur sein

Als Nährstoff ist Phosphor sehr reichlich vorhanden. Sein Anteil in der Erdkruste beträgt 0,09 %. Das ist eine ziemlich große Zahl. Wo kommt dieses Atom in der Natur vor? Es gibt mehrere Hauptorte:

• der grüne Teil der Pflanzen, ihre Samen und Früchte;
• tierische Gewebe (Muskeln, Knochen, Zahnschmelz, viele wichtige organische Verbindungen);
• Erdkruste;
• die Erde;
• Steine ​​und Mineralien;
• Meerwasser.

In diesem Fall können wir nur von gebundenen Formen sprechen, nicht jedoch von einfacher Substanz. Schließlich ist er äußerst aktiv und das erlaubt ihm keine Freiheit. Zu den phosphorreichsten Mineralien gehören:

• Englisch;
• Fluorpaptit;
• Swanbergit;
• Phosphorit und andere.

Die biologische Bedeutung dieses Elements kann nicht hoch genug eingeschätzt werden. Schließlich ist es Teil solcher Verbindungen wie:

• Proteine;
• Phospholipide;
• Phosphoproteine;
• Enzyme.

Also alles, was lebenswichtig ist und aus dem der gesamte Körper aufgebaut ist. Der Tagesbedarf eines durchschnittlichen Erwachsenen beträgt etwa 2 Gramm.

Phosphor und seine Verbindungen

Als sehr aktives Element bildet dieses Element viele verschiedene Stoffe. Schließlich bildet es Phosphide und wirkt selbst als Reduktionsmittel. Aus diesem Grund ist es schwierig, ein Element zu benennen, das bei einer Reaktion damit inert wäre. Daher sind die Formeln der Phosphorverbindungen äußerst vielfältig. Es können mehrere Stoffklassen genannt werden, an deren Entstehung es aktiv beteiligt ist.

1. Binäre Verbindungen – Oxide, Phosphide, flüchtige Wasserstoffverbindungen, Sulfide, Nitride und andere. Zum Beispiel: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 und andere.
2. Komplexe Stoffe: Salze aller Art (mittel, sauer, basisch, zweifach, komplex), Säuren. Beispiel: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 und andere.
3. Sauerstoffhaltige organische Verbindungen: Proteine, Phospholipide, ATP, DNA, RNA und andere.

Die meisten der bezeichneten Stoffarten haben wichtige industrielle und biologische Bedeutung. Die Verwendung von Phosphor und seinen Verbindungen ist sowohl für medizinische Zwecke als auch für die Herstellung ganz gewöhnlicher Haushaltsgegenstände möglich.

Verbindungen zu Metallen

Binäre Verbindungen von Phosphor mit Metallen und weniger elektronegativen Nichtmetallen werden Phosphide genannt. Hierbei handelt es sich um salzartige Substanzen, die gegenüber verschiedenen Einwirkungen äußerst instabil sind. Selbst normales Wasser führt zu einer schnellen Zersetzung (Hydrolyse).

Darüber hinaus zerfällt der Stoff unter dem Einfluss nicht konzentrierter Säuren auch in die entsprechenden Produkte. Wenn wir beispielsweise über die Hydrolyse von Calciumphosphid sprechen, handelt es sich bei den Produkten um Metallhydroxid und Phosphin:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Und indem wir Phosphid unter Einwirkung von Mineralsäure zersetzen, erhalten wir das entsprechende Salz und Phosphin:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

Generell liegt der Wert der betrachteten Verbindungen gerade darin, dass dabei eine Wasserstoffverbindung des Phosphors entsteht, auf deren Eigenschaften weiter unten eingegangen wird.

Flüchtige Stoffe auf Phosphorbasis

Es gibt zwei Hauptgründe:

• weißer Phosphor;
• Phosphin

Ersteres haben wir oben bereits erwähnt und die Eigenschaften angegeben. Sie sagten, es sei weißer, dicker Rauch, hochgiftig, unangenehm riechend und unter normalen Bedingungen selbstentzündlich.

Aber was ist Phosphin? Dies ist die häufigste und bekannteste flüchtige Substanz, zu der das betreffende Element gehört. Es ist binär und der zweite Teilnehmer ist Wasserstoff. Die Formel der Wasserstoffverbindung von Phosphor lautet PH 3, der Name ist Phosphin.

Die Eigenschaften dieses Stoffes können wie folgt beschrieben werden.

1. Flüchtiges farbloses Gas.
2. Sehr giftig.
3. Hat den Geruch von verfaultem Fisch.
4. Es interagiert nicht mit Wasser und löst sich darin sehr schlecht auf. Gut löslich in organischer Substanz.
5. Unter normalen Bedingungen ist es chemisch sehr aktiv.
6. Selbstentzündung an der Luft.
7. Entsteht bei der Zersetzung von Metallphosphiden.

Ein anderer Name ist Phosphan. Damit sind Geschichten aus der Antike verbunden. Das Ganze ist etwas, was die Menschen manchmal auf Friedhöfen und in Sümpfen sahen und sehen. Hier und da auftauchende kugel- oder kerzenartige Lichter, die den Eindruck von Bewegung erweckten, galten als schlechtes Omen und waren bei abergläubischen Menschen sehr gefürchtet. Als Grund für dieses Phänomen kann nach modernen Ansichten einiger Wissenschaftler die Selbstentzündung von Phosphin angesehen werden, das auf natürliche Weise bei der Zersetzung organischer pflanzlicher und tierischer Rückstände entsteht. Das Gas tritt aus und entzündet sich bei Kontakt mit Luftsauerstoff. Farbe und Größe der Flamme können variieren. Am häufigsten handelt es sich dabei um grünlich helle Lichter.

Offensichtlich handelt es sich bei allen flüchtigen Phosphorverbindungen um giftige Stoffe, die leicht an ihrem scharfen, unangenehmen Geruch zu erkennen sind. Dieses Zeichen hilft, Vergiftungen und unangenehme Folgen zu vermeiden.

Verbindungen mit Nichtmetallen

Wenn sich Phosphor wie ein Reduktionsmittel verhält, sollten wir von binären Verbindungen mit Nichtmetallen sprechen. Meistens erweisen sie sich als elektronegativer. Wir können also mehrere Arten von Substanzen dieser Art unterscheiden:

• eine Verbindung aus Phosphor und Schwefel – Phosphorsulfid P 2 S 3;
• Phosphorchlorid III, V;
• Oxide und Anhydride;
• Bromid und Jodid und andere.

Die Chemie von Phosphor und seinen Verbindungen ist vielfältig, daher ist es schwierig, die wichtigsten davon zu identifizieren. Wenn wir konkret über die Stoffe sprechen, die aus Phosphor und Nichtmetallen entstehen, dann sind Oxide und Chloride unterschiedlicher Zusammensetzung von größter Bedeutung. Sie werden in chemischen Synthesen als wasserentfernende Mittel, als Katalysatoren usw. verwendet.

Eines der stärksten Trocknungsmittel ist also das höchste – P 2 O 5. Es zieht Wasser so stark an, dass es bei direktem Kontakt zu einer heftigen Reaktion mit starkem Lärm kommt. Die Substanz selbst ist eine weiße, schneeartige Masse, ihr Aggregatzustand ist eher amorph.

Es ist bekannt, dass die organische Chemie hinsichtlich der Anzahl der Verbindungen die anorganische Chemie bei weitem übertrifft. Dies wird durch das Phänomen der Isomerie und die Fähigkeit von Kohlenstoffatomen erklärt, Ketten aus Atomen unterschiedlicher Struktur zu bilden, die sich miteinander schließen. Natürlich gibt es eine bestimmte Ordnung, also eine Klassifizierung, der die gesamte organische Chemie unterliegt. Die Verbindungsklassen sind unterschiedlich, wir interessieren uns jedoch für eine bestimmte, die direkt mit dem betreffenden Element zusammenhängt. Es ist mit Phosphor. Diese beinhalten:

• Coenzyme – NADP, ATP, FMN, Pyridoxalphosphat und andere;
• Proteine;
• Nukleinsäuren, da der Phosphorsäurerest Teil des Nukleotids ist;
• Phospholipide und Phosphoproteine;
• Enzyme und Katalysatoren.

Der Ionentyp, an dem Phosphor an der Molekülbildung dieser Verbindungen beteiligt ist, ist PO 4 3-, also der saure Rest der Phosphorsäure. Einige Proteine ​​​​enthalten es in Form eines freien Atoms oder eines einfachen Ions.

Für das normale Funktionieren jedes lebenden Organismus sind dieses Element und die von ihm gebildeten organischen Verbindungen äußerst wichtig und notwendig. Denn ohne Proteinmoleküle ist es unmöglich, einen einzigen Strukturteil des Körpers aufzubauen. Und DNA und RNA sind die Hauptträger und Übermittler der Erbinformationen. Generell müssen alle Anschlüsse vorhanden sein.

Anwendung von Phosphor in der Industrie

Der Einsatz von Phosphor und seinen Verbindungen in der Industrie lässt sich in mehreren Punkten charakterisieren.

1. Wird zur Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen, Brandbomben, einigen Arten von Treibstoffen und Schmiermitteln verwendet.
2. Als Gasabsorber und auch bei der Herstellung von Glühlampen.
3. Zum Schutz von Metallen vor Korrosion.
4. In der Landwirtschaft als Bodendünger.
5. Als Wasserenthärter.
6. Bei chemischen Synthesen bei der Herstellung verschiedener Stoffe.

Seine Rolle in lebenden Organismen beschränkt sich auf die Teilnahme an den Prozessen der Bildung von Zahnschmelz und Knochen. Teilnahme an anabolen und katabolen Reaktionen sowie Aufrechterhaltung der Pufferung der inneren Umgebung der Zelle und biologischer Flüssigkeiten. Es ist die Grundlage für die Synthese von DNA, RNA und Phospholipiden.

Phosphor und seine Verbindungen

Einführung

Kapitel I. Phosphor als Element und als einfacher Stoff

1.1. Phosphor in der Natur

1.2. Physikalische Eigenschaften

1.3. Chemische Eigenschaften

1.4. Quittung

1.5. Anwendung

Kapitel II. Phosphorverbindungen

2.1. Oxide

2.2. Säuren und ihre Salze

2.3. Phosphin

Kapitel III. Phosphordünger

Abschluss

Literaturverzeichnis

Einführung

Phosphor (lat. Phosphor) P ist ein chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems von Mendelejew, Ordnungszahl 15, Atommasse 30,973762(4). Betrachten wir die Struktur des Phosphoratoms. Das äußere Energieniveau des Phosphoratoms enthält fünf Elektronen. Grafisch sieht es so aus:

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3D 0

Im Jahr 1699 isolierte der Hamburger Alchemist H. Brand auf der Suche nach einem „Stein der Weisen“, der angeblich in der Lage ist, unedle Metalle in Gold zu verwandeln, beim Verdampfen von Urin mit Kohle und Sand eine weiße, wachsartige Substanz, die glühen konnte.

Der Name „Phosphor“ kommt aus dem Griechischen. „phos“ – Licht und „phoros“ – Träger. In Russland wurde der Begriff „Phosphor“ 1746 von M.V. eingeführt. Lomonossow.

Zu den wichtigsten Phosphorverbindungen zählen Oxide, Säuren und deren Salze (Phosphate, Dihydrogenphosphate, Hydrogenphosphate, Phosphide, Phosphite).

In Düngemitteln sind viele phosphorhaltige Stoffe enthalten. Solche Düngemittel werden Phosphordünger genannt.

Kapitel ICH Phosphor als Element und als einfacher Stoff

1.1 Phosphor in der Natur

Phosphor ist eines der häufigsten Elemente. Der Gesamtgehalt in der Erdkruste beträgt etwa 0,08 %. Aufgrund seiner leichten Oxidation kommt Phosphor in der Natur nur in Form von Verbindungen vor. Die wichtigsten Phosphormineralien sind Phosphorite und Apatite, wobei Fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 am häufigsten vorkommt. Phosphorite sind im Ural, in der Wolgaregion, in Sibirien, Kasachstan, Estland und Weißrussland weit verbreitet. Die größten Apatitvorkommen befinden sich auf der Kola-Halbinsel.

Phosphor ist ein notwendiges Element für lebende Organismen. Es kommt in Knochen, Muskeln, Gehirngewebe und Nerven vor. ATP-Moleküle bestehen aus Phosphor – Adenosintriphosphorsäure (ATP ist ein Sammler und Energieträger). Der erwachsene menschliche Körper enthält durchschnittlich etwa 4,5 kg Phosphor, hauptsächlich in Kombination mit Kalzium.

Phosphor kommt auch in Pflanzen vor.

Natürlicher Phosphor besteht nur aus einem stabilen Isotop 31 R. Heute sind sechs radioaktive Isotope von Phosphor bekannt.

1.2 Physikalische Eigenschaften

Phosphor hat mehrere allotrope Modifikationen – weißer, roter, schwarzer, brauner, violetter Phosphor usw. Die ersten drei davon sind die am besten untersuchten.

Weißer Phosphor- eine farblose, gelblich gefärbte kristalline Substanz, die im Dunkeln leuchtet. Seine Dichte beträgt 1,83 g/cm3. Unlöslich in Wasser, löslich in Schwefelkohlenstoff. Hat einen charakteristischen Knoblauchgeruch. Schmelzpunkt 44°C, Selbstentzündungstemperatur 40°C. Um weißen Phosphor vor Oxidation zu schützen, wird er im Dunkeln unter Wasser gelagert (bei Licht wandelt er sich in roten Phosphor um). Bei Kälte ist weißer Phosphor zerbrechlich, bei Temperaturen über 15°C wird er weich und kann mit einem Messer geschnitten werden.

Moleküle aus weißem Phosphor haben ein Kristallgitter, an dessen Knoten sich P 4 -Moleküle in Form eines Tetraeders befinden.

Jedes Phosphoratom ist über drei σ-Bindungen mit den anderen drei Atomen verbunden.

Weißer Phosphor ist giftig und verursacht schwer heilende Verbrennungen.

Roter Phosphor– eine pulverförmige Substanz von dunkelroter Farbe, geruchlos, löst sich nicht in Wasser und Schwefelkohlenstoff und leuchtet nicht. Zündtemperatur 260°C, Dichte 2,3 g/cm 3 . Roter Phosphor ist eine Mischung aus mehreren allotropen Modifikationen, die sich in der Farbe unterscheiden (von Scharlach bis Violett). Die Eigenschaften von rotem Phosphor hängen von den Bedingungen seiner Herstellung ab. Nicht giftig.

Schwarzer Phosphor Es sieht aus wie Graphit, fühlt sich fettig an und hat Halbleitereigenschaften. Dichte 2,7 g/cm3.

Roter und schwarzer Phosphor haben ein atomares Kristallgitter.

1.3 Chemische Eigenschaften

Phosphor ist ein Nichtmetall. In Verbindungen weist es meist eine Oxidationsstufe von +5 auf, seltener – +3 und –3 (nur in Phosphiden).

Reaktionen mit weißem Phosphor sind einfacher als mit rotem Phosphor.

I. Wechselwirkung mit einfachen Substanzen.

1. Wechselwirkung mit Halogenen:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (Phosphor(III)-chlorid),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (Phosphor(V)chlorid).

2. Wechselwirkung mit Nichtmetallen:

2P + 3S = P 2 S 3 (Phosphor(III)-sulfid.

3. Wechselwirkung mit Metallen:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (Calciumphosphid).

4. Wechselwirkung mit Sauerstoff:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (Phosphor(V)oxid, Phosphorsäureanhydrid).

II. Interaktion mit komplexen Substanzen.

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

1.4 Empfang

Phosphor wird aus zerkleinerten Phosphoriten und Apatiten gewonnen, letztere werden mit Kohle und Sand vermischt und in Öfen bei 1500°C kalziniert:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO3 + P4 + 10CO.

Phosphor wird in Form von Dampf freigesetzt, der im Behälter unter Wasser kondensiert, wodurch weißer Phosphor entsteht.

Beim Erhitzen auf 250–300 °C ohne Luftzugang verwandelt sich weißer Phosphor in roten.

Schwarzer Phosphor wird durch längeres Erhitzen von weißem Phosphor bei sehr hohem Druck (200 °C und 1200 MPa) gewonnen.

1.5 Anwendung

Roter Phosphor wird bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet (siehe Bild). Es ist Teil der Mischung, die auf die Seitenfläche der Streichholzschachtel aufgetragen wird. Der Hauptbestandteil des Streichholzkopfes ist Berthollet-Salz KClO 3 . Durch die Reibung des Streichholzkopfes am Schmiermittel entzünden sich die Phosphorpartikel in der Luft. Durch die Oxidationsreaktion von Phosphor wird Wärme freigesetzt, die zur Zersetzung des Berthollet-Salzes führt.

KCl+.

Der entstehende Sauerstoff hilft beim Zünden des Streichholzkopfes.

Phosphor wird in der Metallurgie verwendet. Es wird zur Herstellung von Leitern verwendet und ist Bestandteil einiger metallischer Werkstoffe, beispielsweise Zinnbronzen.

Phosphor wird auch bei der Herstellung von Phosphorsäure und Pestiziden (Dichlorvos, Chlorophos usw.) verwendet.

Weißer Phosphor wird zur Herstellung von Nebelwänden verwendet, da bei seiner Verbrennung weißer Rauch entsteht.

Kapitel II . Phosphorverbindungen

2.1 Oxide

Phosphor bildet mehrere Oxide. Die wichtigsten davon sind Phosphoroxid (V) P 4 O 10 und Phosphoroxid (III) P 4 O 6. Oft sind ihre Formeln in vereinfachter Form geschrieben – P 2 O 5 und P 2 O 3. Die Struktur dieser Oxide behält die tetraedrische Anordnung der Phosphoratome bei.

Phosphoroxid(III) P 4 O 6 ist eine wachsartige kristalline Masse, die bei 22,5 °C schmilzt und sich in eine farblose Flüssigkeit verwandelt. Giftig.

In kaltem Wasser gelöst entsteht Phosphorsäure:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

und bei Reaktion mit Alkalien die entsprechenden Salze (Phosphite).

Starkes Reduktionsmittel. Bei Wechselwirkung mit Sauerstoff wird es zu P 4 O 10 oxidiert.

Phosphor(III)-oxid wird durch Oxidation von weißem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff gewonnen.

Phosphoroxid(V) P 4 O 10 – weißes kristallines Pulver. Sublimationstemperatur 36°C. Es gibt mehrere Modifikationen, von denen eine (die sogenannte flüchtige) die Zusammensetzung P 4 O 10 hat. Das Kristallgitter dieser Modifikation besteht aus P 4 O 10-Molekülen, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind und beim Erhitzen leicht aufbrechen. Daher die Volatilität dieser Sorte. Andere Modifikationen sind polymer. Sie bestehen aus endlosen Schichten von PO 4 -Tetraedern.

Bei der Wechselwirkung von P 4 O 10 mit Wasser entsteht Phosphorsäure:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Als saures Oxid reagiert P 4 O 10 mit basischen Oxiden und Hydroxiden.

Es entsteht bei der Hochtemperaturoxidation von Phosphor in überschüssigem Sauerstoff (trockene Luft).

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Hygroskopizität wird Phosphor(V)oxid in der Labor- und Industrietechnik als Trocknungs- und Entwässerungsmittel eingesetzt. In seiner Trocknungswirkung übertrifft es alle anderen Stoffe. Chemisch gebundenes Wasser wird aus wasserfreier Perchlorsäure entfernt, um deren Anhydrid zu bilden:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

2.2 Säuren und ihre Salze

A) Phosphorige Säure H3PO3. Wasserfreie Phosphorsäure H 3 PO 3 bildet Kristalle mit einer Dichte von 1,65 g/cm 3 und einem Schmelzpunkt von 74 °C.

Strukturformel:

.

Beim Erhitzen von wasserfreiem H 3 PO 3 kommt es zu einer Disproportionierungsreaktion (Autooxidation-Selbstheilung):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4.

Phosphorige Säuresalze – Phosphite. Zum Beispiel K 3 PO 3 (Kaliumphosphit) oder Mg 3 (PO 3) 2 (Magnesiumphosphit).

Phosphorsäure H 3 PO 3 wird durch Auflösen von Phosphor(III)-oxid in Wasser oder Hydrolyse von Phosphor(III)-chlorid PCl 3 gewonnen:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

B) Phosphorsäure (Orthophosphorsäure) H 3 PO 4 .

Wasserfreie Phosphorsäure erscheint als lichtdurchlässige Kristalle, die bei Raumtemperatur in der Luft diffundieren. Schmelzpunkt 42,35°C. Phosphorsäure bildet mit Wasser Lösungen beliebiger Konzentration.

• Bezeichnung - P (Phosphor);
• Zeitraum - III;
• Gruppe - 15 (Va);
• Atommasse - 30,973761;
• Ordnungszahl - 15;
• Atomradius = 128 pm;
• Kovalenter Radius = 106 pm;
• Elektronenverteilung - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• Schmelztemperatur = 44,14°C;
• Siedepunkt = 280°C;
• Elektronegativität (nach Pauling/nach Alpred und Rochow) = 2,19/2,06;
• Oxidationsstufe: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Dichte (Anzahl) = 1,82 g/cm 3 (weißer Phosphor);
• Molvolumen = 17,0 cm 3 /mol.

Phosphorverbindungen:

Phosphor (der Lichtbringer) wurde erstmals im 12. Jahrhundert vom arabischen Alchemisten Ahad Behil gewonnen. Der erste europäische Wissenschaftler, der Phosphor entdeckte, war der Deutsche Hennig Brant im Jahr 1669, als er Experimente mit menschlichem Urin durchführte, um daraus Gold zu gewinnen (der Wissenschaftler glaubte, dass die goldene Farbe des Urins durch das Vorhandensein von Goldpartikeln verursacht wurde). ). Etwas später wurde Phosphor von I. Kunkel und R. Boyle gewonnen – letzterer beschrieb es in seinem Artikel „Methode zur Herstellung von Phosphor aus menschlichem Urin“ (14. Oktober 1680; das Werk wurde 1693 veröffentlicht). Lavoisier bewies später, dass Phosphor eine einfache Substanz ist.

Der Phosphorgehalt in der Erdkruste beträgt 0,08 Gew.-% – es handelt sich um eines der häufigsten chemischen Elemente auf unserem Planeten. Aufgrund seiner hohen Aktivität kommt Phosphor in freier Form in der Natur nicht vor, ist aber Bestandteil von fast 200 Mineralien, von denen die häufigsten Apatit Ca 5 (PO 4) 3 (OH) und Phosphorit Ca 3 (PO 4) sind. 2.

Phosphor spielt eine wichtige Rolle im Leben von Tieren, Pflanzen und Menschen – es ist Teil biologischer Verbindungen wie Phospholipiden und kommt auch in Proteinen und anderen wichtigen organischen Verbindungen wie DNA und ATP vor.

Reis. Die Struktur des Phosphoratoms.

Das Phosphoratom enthält 15 Elektronen und hat eine elektronische Konfiguration des äußeren Valenzniveaus ähnlich wie Stickstoff (3s 2 3p 3), aber Phosphor hat im Vergleich zu Stickstoff weniger ausgeprägte nichtmetallische Eigenschaften, was durch das Vorhandensein eines freien d-Orbitals erklärt wird. ein größerer Atomradius und eine geringere Ionisierungsenergie.

Bei der Reaktion mit anderen chemischen Elementen kann das Phosphoratom eine Oxidationsstufe von +5 bis -3 aufweisen (die typischste Oxidationsstufe ist +5, der Rest ist recht selten).

• +5 - Phosphoroxid P 2 O 5 (V); Phosphorsäure (H 3 PO 4); Phosphate, Halogenide, Sulfide von Phosphor V (Salze der Phosphorsäure);
• +3 - P 2 O 3 (III); phosphorige Säure (H 3 PO 3); Phosphite, Halogenide, Sulfide von Phosphor III (Salze der phosphorigen Säure);
• 0 - P;
• -3 - Phosphin PH 3; Metallphosphide.

Im Grundzustand (unerregt) des Phosphoratoms auf dem äußeren Energieniveau gibt es zwei gepaarte Elektronen im s-Unterniveau + 3 ungepaarte Elektronen in p-Orbitalen (das d-Orbital ist frei). Im angeregten Zustand wandert ein Elektron vom s-Unterniveau zum d-Orbital, was die Valenzfähigkeiten des Phosphoratoms erweitert.

Reis. Übergang des Phosphoratoms in einen angeregten Zustand.

P2

Zwei Phosphoratome verbinden sich bei einer Temperatur von etwa 1000 °C zu einem P2-Molekül.

Bei niedrigeren Temperaturen kommt Phosphor sowohl in vieratomigen P4-Molekülen als auch in stabileren Polymer-P∞-Molekülen vor.

Allotrope Modifikationen von Phosphor:

• Weißer Phosphor- extrem giftig (die tödliche Dosis von weißem Phosphor für einen Erwachsenen beträgt 0,05-0,15 g), wachsartige Substanz mit Knoblauchgeruch, farblos, im Dunkeln leuchtend (der Prozess der langsamen Oxidation in P 4 O 6); Die hohe Reaktivität des weißen Phosphors erklärt sich durch schwache P-P-Bindungen (weißer Phosphor hat ein molekulares Kristallgitter mit der Formel P 4, in dessen Knoten sich Phosphoratome befinden), die recht leicht brechen, wodurch weißer Phosphor, verwandelt sich beim Erhitzen oder bei längerer Lagerung in stabilere Polymermodifikationen: roter und schwarzer Phosphor. Aus diesen Gründen wird weißer Phosphor ohne Luftzugang unter einer Schicht gereinigtem Wasser oder in speziellen inerten Umgebungen gelagert.
• Gelber Phosphor- eine brennbare, hochgiftige Substanz, die sich nicht in Wasser löst, leicht an der Luft oxidiert und sich spontan entzündet, während sie mit einer hellgrünen, blendenden Flamme brennt und dicken weißen Rauch freisetzt.
• Roter Phosphor- eine polymere, wasserunlösliche Substanz mit komplexer Struktur, die die geringste Reaktivität aufweist. Roter Phosphor wird in der industriellen Produktion häufig verwendet, da er nicht so giftig ist. Da roter Phosphor an der frischen Luft durch die Aufnahme von Feuchtigkeit nach und nach zu einem hygroskopischen Oxid („feucht“) oxidiert und viskose Phosphorsäure bildet, wird roter Phosphor in einem hermetisch verschlossenen Behälter gelagert. Beim Einweichen wird roter Phosphor durch Waschen mit Wasser von Phosphorsäureresten gereinigt, anschließend getrocknet und bestimmungsgemäß verwendet.
• Schwarzer Phosphor- eine fettige, graphitähnliche Substanz von grauschwarzer Farbe mit Halbleitereigenschaften - die stabilste Phosphormodifikation mit durchschnittlicher Reaktivität.
• Metallischer Phosphor unter hohem Druck aus schwarzem Phosphor gewonnen. Metallischer Phosphor leitet Elektrizität sehr gut.

Chemische Eigenschaften von Phosphor

Von allen allotropen Modifikationen des Phosphors ist weißer Phosphor (P 4) die aktivste. In der Gleichung chemischer Reaktionen schreiben wir oft einfach P und nicht P4. Da Phosphor wie Stickstoff viele Varianten von Oxidationsstufen aufweist, ist er bei manchen Reaktionen ein Oxidationsmittel, bei anderen ein Reduktionsmittel, abhängig von den Stoffen, mit denen er interagiert.

Oxidativ Phosphor entfaltet seine Eigenschaften bei Reaktionen mit Metallen, die beim Erhitzen unter Bildung von Phosphiden auftreten:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2.

Phosphor ist Reduktionsmittel in Reaktionen:

• mit elektronegativeren Nichtmetallen (Sauerstoff, Schwefel, Halogene):
  • Bei einem Mangel an Oxidationsmittel entstehen Phosphor(III)-Verbindungen
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • Phosphorverbindungen (V) - mit Überschuss: Sauerstoff (Luft)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• Mit Halogenen und Schwefel bildet Phosphor je nach Verhältnis der Reagenzien Halogenide und Sulfide des 3- oder 5-wertigen Phosphors, die im Unter- oder Überschuss eingenommen werden:
  • 2P+3Cl 2 (Woche) = 2PCl 3 - Phosphor(III)-chlorid
  • 2P+3S(Woche) = P 2 S 3 – Phosphor(III)-sulfid
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - Phosphorchlorid (V)
  • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - Phosphorsulfid (V)
• mit konzentrierter Schwefelsäure:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• mit konzentrierter Salpetersäure:
  P+5HNO 3 = H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O
• mit verdünnter Salpetersäure:
  3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Phosphor fungiert bei Reaktionen sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel Unverhältnismäßigkeit mit wässrigen Alkalilösungen bilden sich beim Erhitzen (außer Phosphin) Hypophosphite (Salze der unterphosphorigen Säure), in denen es eine uncharakteristische Oxidationsstufe von +1 aufweist:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

SIE MÜSSEN BEACHTEN: Phosphor reagiert nicht mit anderen Säuren, außer den oben angegebenen Reaktionen.

Herstellung und Verwendung von Phosphor

Phosphor wird industriell durch Reduktion mit Koks aus Phosphoriten (Fluorapataten), zu denen auch Calciumphosphat gehört, durch Kalzinieren in Elektroöfen bei einer Temperatur von 1600 °C unter Zugabe von Quarzsand hergestellt:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

In der ersten Stufe der Reaktion verdrängt Silizium(IV)-oxid unter dem Einfluss hoher Temperatur Phosphor(V)-oxid aus dem Phosphat:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Phosphor(V)oxid wird dann durch Kohle zu freiem Phosphor reduziert:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Anwendung von Phosphor:

• Pestizide;
• Streichhölzer;
• Reinigungsmittel;
• Farben;
• Halbleiter.

STRUKTUR DES ATOMS VON PHOSPHOR

Phosphor befindet sich in der III. Periode, in Gruppe 5 der Hauptuntergruppe „A“, unter der Seriennummer Nr. 15. Relative Atommasse A r (P) = 31.

P +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3, Phosphor: p – Element, Nichtmetall

Trainer Nr. 1. „Eigenschaften von Phosphor nach Position im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev“

Die Valenzmöglichkeiten von Phosphor sind größer als die des Stickstoffatoms, da das Phosphoratom über freie d-Orbitale verfügt. Daher kann es zu einer Paarung von 3S 2-Elektronen kommen und eines von ihnen kann sich in das 3d-Orbital bewegen. In diesem Fall verfügt das dritte Energieniveau von Phosphor über fünf ungepaarte Elektronen und Phosphor kann die Wertigkeit V aufweisen.

Im freien Zustand bildet Phosphor mehrere Parzellengängige Modifikationen: weißer, roter und schwarzer Phosphor

„Weißer Phosphor leuchtet im Dunkeln“

Phosphor kommt in lebenden Zellen in Form von Ortho- und Pyrophosphorsäuren vor und ist Bestandteil von Nukleotiden, Nukleinsäuren, Phosphoproteinen, Phospholipiden, Coenzymen und Enzymen. Menschliche Knochen bestehen aus Hydroxylapatit 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2. Der Zahnschmelz enthält Fluorapatit. Die Leber spielt die Hauptrolle bei der Umwandlung von Phosphorverbindungen im Körper von Mensch und Tier. Der Stoffwechsel von Phosphorverbindungen wird durch Hormone und Vitamin D reguliert. Der tägliche Bedarf des Menschen an Phosphor beträgt 800-1500 mg. Bei einem Mangel an Phosphor im Körper entwickeln sich verschiedene Knochenerkrankungen.

TOXIKOLOGIE VON PHOSPHOR

· Roter Phosphor praktisch ungiftig. Roter Phosphorstaub verursacht beim Einatmen in die Lunge eine chronische Lungenentzündung.

· Weißer Phosphor sehr giftig, fettlöslich. Die tödliche Dosis von weißem Phosphor beträgt 50-150 mg. Wenn weißer Phosphor auf die Haut gelangt, verursacht er schwere Verbrennungen.

Eine akute Phosphorvergiftung äußert sich durch Brennen im Mund und Magen, Kopfschmerzen, Schwäche und Erbrechen. Nach 2-3 Tagen entwickelt sich Gelbsucht. Chronische Formen sind durch Störungen des Kalziumstoffwechsels sowie Schädigungen des Herz-Kreislauf- und Nervensystems gekennzeichnet. Erste Hilfe bei akuten Vergiftungen sind Magenspülung, Abführmittel, reinigende Einläufe, intravenöse Glukoselösungen. Bei Hautverbrennungen behandeln Sie die betroffenen Stellen mit Lösungen aus Kupfersulfat oder Soda. Die maximal zulässige Konzentration für Phosphordämpfe in der Luft beträgt 0,03 mg/m³.

PHOSPHOR GEWINNEN

Phosphor wird aus Apatiten oder Phosphoriten durch Wechselwirkung mit Koks und Kieselsäure bei einer Temperatur von 1600 ° C gewonnen:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3.

Die entstehenden weißen Phosphordämpfe werden in einer Vorlage unter Wasser kondensiert. Anstelle von Phosphoriten können auch andere Verbindungen reduziert werden, beispielsweise Metaphosphorsäure:

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON PHOSPHOR

Oxidationsmittel	Reduktionsmittel
1. Mit Metallen bildet sich ein Oxidationsmittel Phosphide: 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Experiment „Herstellung von Calciumphosphid“ 2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Phosphide zersetzen sich Säuren und Wasser unter Bildung von Phosphingas Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (p-p) = 2PH 3 + 3MgSO 4 Experiment „Hydrolyse von Calciumphosphid“ Eigenschaften von Phosphin- PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4. PH 3 + HI = PH 4 I	1. Phosphor wird leicht durch Sauerstoff oxidiert: „Phosphorverbrennung“ „Weißer Phosphor brennt unter Wasser“ „Vergleich der Zündtemperaturen von weißem und rotem Phosphor“ 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (mit überschüssigem Sauerstoff), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (bei langsamer Oxidation oder bei Sauerstoffmangel).
	2. Mit Nichtmetallen - Reduktionsmittel: 2P + 3S → P 2 S 3, 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3. ! Interagiert nicht mit Wasserstoff .
	3. Starke Oxidationsmittel wandeln Phosphor in Phosphorsäure um: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.
	4. Die Oxidationsreaktion findet auch beim Anzünden von Streichhölzern statt; Berthollet-Salz wirkt als Oxidationsmittel: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

ANWENDUNG VON PHOSPHOR

Phosphor ist das wichtigste biogene Element und findet gleichzeitig eine sehr breite Anwendung in der Industrie.

Die vielleicht erste Eigenschaft von Phosphor, die der Mensch in seinen Dienst gestellt hat, ist die Entflammbarkeit. Die Brennbarkeit von Phosphor ist sehr hoch und hängt von der allotropen Modifikation ab.

Am chemisch aktivsten, giftigsten und brennbarsten weißer („gelber“) Phosphor Daher wird es sehr häufig verwendet (in Brandbomben usw.).

Roter Phosphor- die wichtigste von der Industrie produzierte und verbrauchte Modifikation. Es wird bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet; es wird zusammen mit fein gemahlenem Glas und Leim auf die Seitenfläche der Schachtel aufgetragen; beim Reiben des Streichholzkopfes, der Kaliumchlorat und Schwefel enthält, kommt es zur Entzündung. Roter Phosphor wird auch bei der Herstellung von Sprengstoffen, Brandsätzen und Treibstoffen verwendet.

Phosphor (in Form von Phosphaten) ist eines der drei wichtigsten biogenen Elemente und an der ATP-Synthese beteiligt. Der größte Teil der produzierten Phosphorsäure wird zur Herstellung von Phosphordüngern verwendet – Superphosphat, Niederschlag usw.

ZUTEILUNGSAUFGABEN

Nr. 1. Roter Phosphor ist die wichtigste Modifikation, die von der Industrie produziert und verbraucht wird. Es wird bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet; es wird zusammen mit fein gemahlenem Glas und Leim auf die Seitenfläche der Schachtel aufgetragen; beim Reiben des Streichholzkopfes, der Kaliumchlorat und Schwefel enthält, kommt es zur Entzündung.
Die Reaktion erfolgt:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Ordnen Sie die Koeffizienten mithilfe einer elektronischen Waage an, geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sowie die Prozesse der Oxidation und Reduktion an.

Nr. 2. Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Für die letzte Reaktion PH 3 -> P 2 O 5 Erstellen Sie eine elektronische Bilanz und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

Nr. 3. Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Waldsteppenböden

gekennzeichnet durch einen Humusgehalt von 1,78-2,46 %.

Kraftvolle schwarze Böden

enthalten 0,81-1,25 % Humusstoff.

Gewöhnliche Chernozeme

enthalten 0,90-1,27 % Humusstoff.

Ausgelaugte Chernozeme

enthalten 1,10-1,43 % Huminstoffe.

Dunkle Kastanienböden enthalten

in Huminstoff 0,97-1,30 %.

Rolle in der Pflanze

Biochemische Funktionen

Oxidierte Phosphorverbindungen sind für alle lebenden Organismen notwendig. Ohne sie kann keine lebende Zelle existieren.

In Pflanzen kommt Phosphor in organischen und mineralischen Verbindungen vor. Gleichzeitig liegt der Gehalt an mineralischen Verbindungen zwischen 5 und 15 %, an organischen Verbindungen zwischen 85 und 95 %. Mineralische Verbindungen werden durch Kalium-, Calcium-, Ammonium- und Magnesiumsalze der Orthophosphorsäure dargestellt. Mineralischer Phosphor von Pflanzen ist ein Reservestoff, eine Reserve für die Synthese phosphorhaltiger organischer Verbindungen. Es erhöht die Pufferkapazität des Zellsafts, erhält den Zellturgor und andere ebenso wichtige Prozesse aufrecht.

Organische Verbindungen – Nukleinsäuren, Adenosinphosphate, Zuckerphosphate, Nukleoproteine ​​und Phosphatoproteine, Phosphatide, Phytin.

An erster Stelle für das Pflanzenleben stehen Nukleinsäuren (RNA und DNA) und Adenosinphosphate (ATP und ADP). Diese Verbindungen sind an vielen lebenswichtigen Prozessen des Pflanzenorganismus beteiligt: ​​Proteinsynthese, Energiestoffwechsel, Übertragung erblicher Eigenschaften.

Nukleinsäuren

Adenosinphosphate

Die besondere Rolle von Phosphor im Pflanzenleben ist seine Beteiligung am Energiestoffwechsel der Pflanzenzelle. Die Hauptrolle in diesem Prozess spielen Adenosinphosphate. Sie enthalten Phosphorsäurereste, die durch hochenergetische Bindungen verbunden sind. Bei der Hydrolyse sind sie in der Lage, erhebliche Energiemengen freizusetzen.

Sie stellen eine Art Energiespeicher dar und stellen diese nach Bedarf bereit, um alle Prozesse in der Zelle durchzuführen.

Es gibt Adenosinmonophosphat (AMP), Adenosindiphosphat (ADP) und Adenosintriphosphat (ATP). Letzterer übertrifft die ersten beiden hinsichtlich der Energiereserven deutlich und nimmt eine führende Rolle im Energiestoffwechsel ein. Es besteht aus Adenin (einer Purinbase) und einem Zucker (Ribose) sowie drei Phosphorsäureresten. Die ATP-Synthese findet in Pflanzen während der Atmung statt.

Phosphatide

Phosphatide oder Phospholipide sind Ester von Glycerin, hochmolekularen Fettsäuren und Phosphorsäure. Sie sind Teil von Phospholipidmembranen und regulieren die Durchlässigkeit von Zellorganellen und Plasmalemma für verschiedene Substanzen.

Das Zytoplasma aller Pflanzenzellen enthält Lecithin, ein Mitglied der Phosphatidgruppe. Dies ist ein Derivat der Diglyceridphosphorsäure, einer fettähnlichen Substanz mit 1,37 %.

Zuckerphosphate

Zuckerphosphate oder Phosphorester von Zuckern kommen in allen Pflanzengeweben vor. Es sind mehr als ein Dutzend Verbindungen dieser Art bekannt. Sie spielen eine wichtige Rolle bei den Prozessen der Atmung und Photosynthese in Pflanzen. Die Bildung von Zuckerphosphaten wird Phosphorylierung genannt. Der Gehalt an Zuckerphosphaten in der Pflanze variiert je nach Alter und Ernährungsbedingungen zwischen 0,1 und 1,0 % des Trockengewichts.

Sich einfügen

Phytin ist ein Calcium-Magnesium-Salz der Inosit-Phosphorsäure mit einem Gehalt von 27,5 %. In Bezug auf den Gehalt in Pflanzen steht es neben anderen phosphorhaltigen Verbindungen an erster Stelle. Phytin kommt in jungen Organen und Geweben von Pflanzen vor, insbesondere in Samen, wo es als Reservestoff dient und von Sämlingen während des Keimungsprozesses verwendet wird.

Hauptfunktionen von Phosphor

Der größte Teil des Phosphors kommt in den Fortpflanzungsorganen und jungen Pflanzenteilen vor. Phosphor ist für die Beschleunigung der Bildung pflanzlicher Wurzelsysteme verantwortlich. Die Hauptmenge an Phosphor wird in den ersten Entwicklungs- und Wachstumsphasen verbraucht. Phosphorverbindungen haben die Fähigkeit, leicht von altem Gewebe in junges zu gelangen und wiederverwendet (recycelt) zu werden.